Teoria acido-base di Brønsted-Lowry

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La teoria di Brønsted-Lowry è una teoria sulle reazioni acido-base formulata nel 1923 da Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry.

Secondo Brønsted e Lowry, un acido è una specie chimica capace di donare uno ione H+ ad un'altra specie chimica; similmente, una base è una specie chimica capace di accettare uno ione H+ da un'altra specie chimica.

Definizione di acidi e basi[modifica | modifica wikitesto]

Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry sono stati i primi a proporre che gli acidi sono donatori di protoni (H+) mentre le basi sono accettori di protoni.

Nella teoria di Arrhenius gli acidi sono definiti come sostanze che, sciolte in acqua, liberano ioni H+ (ioni idrogeno). Le basi, invece, sono tutte quelle sostanze che, in soluzione acquosa, liberano ioni OH- (ioni idrossido).[1]

Nel 1923 il chimico danese Johannes Nicolaus Brønsted e l'inglese Thomas Martin Lowry elaborarono indipendentemente l'uno dall'altro una teoria più generale, che tuttora porta i loro nomi.[2][3][4] Nella teoria di Brønsted–Lowry, gli acidi e le basi sono definiti in base a come reagiscono l'uno con l'altro. La definizione viene proposta sotto forma di formula:

acido + base è in equilibrio con base coniugata + acido coniugato.

Nel caso di un generico acido HA, l'equazione può essere scritta come:

HA + B è in equilibrio con A + HB+

La reazione presenta una doppia freccia che sta ad indicare una situazione di equilibrio chimico. L'acido, HA, può donare un protone e convertirsi nella corrispondente base coniugata, A. Analogamente la base, B, accettando il protone si trasforma nel suo acido coniugato, HB+.

Esempio[modifica | modifica wikitesto]

L'acido acetico (un acido debole) protona l'acqua, restituendo uno ione idronio ed uno ione acetato.

Consideriamo la seguente reazione acido-base:

CH3COOH + H2O è in equilibrio con CH3COO- + H3O+

L'acido acetico, CH3COOH, si comporta da acido in quanto trasferisce un protone all'acqua (H2O) e si converte nella sua base coniugata, lo ione acetato (CH3COO-). Analogamente, H2O è una base poiché accetta il protone da CH3COOH e si trasforma nel suo acido coniugato, lo ione idronio (H3O+).[5]

Ricordiamo che l'inversa di una reazione acido-base è anch'essa una reazione acido-base. A titolo di esempio, consideriamo la reazione inversa dell'esempio succitato, dove la base è lo ione acetato, mentre l'acido è lo ione idronio:

CH3COO- + H3O+è in equilibrio con CH3COOH + H2O

Sostanze anfiprotiche[modifica | modifica wikitesto]

La natura anfiprotica dell'acqua

Il punto fermo di questa teoria è che una sostanza si comporta come acido soltanto quando è in presenza di una sostanza capace di comportarsi come base nei suoi confronti e viceversa. La definizione di Brønsted e Lowry introduce pertanto il concetto di complementarità tra acido e base, dato che una sostanza ha bisogno della presenza dell'altra per manifestare il proprio comportamento acido o basico.

Vi sono, tuttavia, alcune specie chimiche che sono in grado sia di accettare che di donare protoni, potendo quindi essere classificate sia come acido che come base: in questi casi, si parla di sostanze anfiprotiche, anfotere, o anche di anfoliti. Nell'immagine a lato viene raffigurata una reazione dove una molecola di H2O si comporta da base accettando un H+ e convertendosi in H3O+, mentre l'altra specie agisce da acido, donando un H+ e trasformandosi in OH-.

Un'altra specie chimica anfiprotica è l'idrossido di alluminio, Al(OH)3.

Al(OH)3 + OH è in equilibrio con Al(OH)4 , comportandosi da acido
3H+ + Al(OH)3 è in equilibrio con 3H2O + Al3+(aq), comportandosi da base

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ Richard Myers, The Basics of Chemistry, Greenwood Publishing Group, 2003, pp. 157–161, ISBN 978-0-313-31664-7.
  2. ^ William Masterton, Cecile Hurley; Edward Neth, Chemistry: Principles and Reactions, Cengage Learning, 2011, p. 433, ISBN 1-133-38694-6.
  3. ^ Darrell Ebbing e Steven D. Gammon, General Chemistry, Enhanced Edition, Cengage Learning, 2010, pp. 644–645, ISBN 0-538-49752-1.
  4. ^ Kenneth Whitten, Raymond Davis; Larry Peck; George Stanley, Chemistry, Cengage Learning, 2013, p. 350, ISBN 1-133-61066-8.
  5. ^ Graham Patrick, Instant Notes in Organic Chemistry, Taylor & Francis, 2012, p. 76, ISBN 978-1-135-32125-3.

Voci correlate[modifica | modifica wikitesto]

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