Teoria àcit-base de Brønsted-Lowry - Historial de revisions

Lluísm en 20:53 16 març 2025

2025-03-16T20:53:47Z

← Revisió anterior		Revisió de 20:53 16 març 2025
Llínea 45:		Llínea 45:
	:B(OH)<sub>3</sub> + 2 H<sub>2</sub>O {{eqm}} B(OH)<sub>4</sub><sup>−</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>		:B(OH)<sub>3</sub> + 2 H<sub>2</sub>O {{eqm}} B(OH)<sub>4</sub><sup>−</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>
	Ací l'àcit bòric actua com un àcit de Lewis i accepta un parell d'electrons des de l'oxigen d'una molècula d'aigua. La molècula d'aigua a la seua volta dona un protó a una segona molècula d'aigua i, per lo tant, actua com un àcit de Brønsted.		Ací l'àcit bòric actua com un àcit de Lewis i accepta un parell d'electrons des de l'oxigen d'una molècula d'aigua. La molècula d'aigua a la seua volta dona un protó a una segona molècula d'aigua i, per lo tant, actua com un àcit de Brønsted.

	== Referències ==		== Referències ==
	{{Reflist}}		{{Reflist}}

Lluísm en 18:44 20 oct 2024

2024-10-20T18:44:28Z

← Revisió anterior		Revisió de 18:44 20 oct 2024
Llínea 44:		Llínea 44:
	L'[[àcit bòric]] també servix d'eixemple de l'utilitat del concepte de Brönsted-Lowry per a un àcit que no es disocia, pero que efectivament dona un protó a la base, l'aigua. La reacció és		L'[[àcit bòric]] també servix d'eixemple de l'utilitat del concepte de Brönsted-Lowry per a un àcit que no es disocia, pero que efectivament dona un protó a la base, l'aigua. La reacció és
	:B(OH)<sub>3</sub> + 2 H<sub>2</sub>O {{eqm}} B(OH)<sub>4</sub><sup>−</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>		:B(OH)<sub>3</sub> + 2 H<sub>2</sub>O {{eqm}} B(OH)<sub>4</sub><sup>−</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>
	Ací l'àcit bòric actua com un àcit de Lewis i accepta un parell d'electrons des de l'oxigen d'una molècula d'aigua. La molècula d'aigua a la seua volta dona un protó a una segona molècula d'aigua i, per lo tant, actua com un àcit de Brønsted.		Ací l'àcit bòric actua com un àcit de Lewis i accepta un parell d'electrons des de l'oxigen d'una molècula d'aigua. La molècula d'aigua a la seua volta dona un protó a una segona molècula d'aigua i, per lo tant, actua com un àcit de Brønsted.

	== Referències ==		== Referències ==

Valencian: Text reemplaça - '{{Llistaref}}' a '{{Reflist}}'

2021-05-26T13:01:46Z

Text reemplaça - '{{Llistaref}}' a '{{Reflist}}'

← Revisió anterior		Revisió de 13:01 26 maig 2021
Llínea 47:		Llínea 47:

	== Referències ==		== Referències ==
	{{~~Llistaref~~}}		{{Reflist}}

Jose2: Text reemplaça - ' la qual cosa ' a ' lo que '

2019-01-30T08:09:22Z

Text reemplaça - ' la qual cosa ' a ' lo que '

← Revisió anterior		Revisió de 08:09 30 gin 2019
Llínea 22:		Llínea 22:
	Es considera que els [[Àcit fort\|àcits forts]] es disocien completament. Per un atre costat, els àcits dèbils es disocien de forma parcial. La [[constant de dissociació àcida]], ''K''<sub>a</sub>, medix el grau de dissociació.		Es considera que els [[Àcit fort\|àcits forts]] es disocien completament. Per un atre costat, els àcits dèbils es disocien de forma parcial. La [[constant de dissociació àcida]], ''K''<sub>a</sub>, medix el grau de dissociació.

	La definició de Brønsted–Lowry és més àmplia que la de Arrhenius, ~~la qual cosa~~ li permet classificar més substàncies: composts orgànics del tipo [[àcit carboxílics\|carboxílic]], [[amina]]s, i composts inorgànics, com són [[àcit inorgànic\|àcits inorgànics]], sals àcides, etc.		La definició de Brønsted–Lowry és més àmplia que la de Arrhenius, lo que li permet classificar més substàncies: composts orgànics del tipo [[àcit carboxílics\|carboxílic]], [[amina]]s, i composts inorgànics, com són [[àcit inorgànic\|àcits inorgànics]], sals àcides, etc.

	Una [[Àcit i bases de Lewis\|base de Lewis]], que es definix com un donant de parell d'electrons, pot actuar com una base de Bronsted-Lowry ya que el parell d'electrons poden ser donats a un protó. Açò significa que el concepte de Brönsted-Lowry no es llimita a les solucions aquoses. Qualsevol donant dissolvent S pot actuar com un acceptor de protons.		Una [[Àcit i bases de Lewis\|base de Lewis]], que es definix com un donant de parell d'electrons, pot actuar com una base de Bronsted-Lowry ya que el parell d'electrons poden ser donats a un protó. Açò significa que el concepte de Brönsted-Lowry no es llimita a les solucions aquoses. Qualsevol donant dissolvent S pot actuar com un acceptor de protons.

Jose2 en 19:42 30 nov 2018

2018-11-30T19:42:48Z

← Revisió anterior		Revisió de 19:42 30 nov 2018
Llínea 1:		Llínea 1:
	[[Archiu:Autoprotolyse eau.svg\|thumb\|350px\|L'aigua pot actuar com a àcit o com a base: una molècula H<sub>2</sub>O actua com a base i guanya un protó H<sup>+</sup> i es convertix en H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>; l'atra molècula H<sub>2</sub>O actua com a àcit i pert un protó H<sup>+</sup> per a convertir-se en OH<sup>-</sup>.]]		[[Archiu:Autoprotolyse eau.svg\|thumb\|350px\|L'aigua pot actuar com a àcit o com a base: una molècula H<sub>2</sub>O actua com a base i guanya un protó H<sup>+</sup> i es convertix en H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>; l'atra molècula H<sub>2</sub>O actua com a àcit i pert un protó H<sup>+</sup> per a convertir-se en OH<sup>-</sup>.]]

	En química, la teoria de Brönsted-Lowry és una [[reacció àcit-base\|teoria àcit-base]], proposta independentment pel danés [[Johannes Nicolaus Brønsted]] i el britànic [[Thomas Martin Lowry]] en [[1923]].<ref>R.H. Petrucci, W.S. Harwood, and F.G. Herring, General Chemistry (8th edn, Prentice-Hall 2002), p.666</ref><ref>G.L. Miessler and D.A. Tarr, Inorganic Chemistry (2nd edn, Prentice-Hall 1998), p.154</ref>		En química, la teoria de Brönsted-Lowry és una [[reacció àcit-base\|teoria àcit-base]], proposta independentment pel danés [[Johannes Nicolaus Brønsted]] i el britànic [[Thomas Martin Lowry]] en l'any [[1923]].<ref>R.H. Petrucci, W.S. Harwood, and F.G. Herring, General Chemistry (8th edn, Prentice-Hall 2002), p.666</ref><ref>G.L. Miessler and D.A. Tarr, Inorganic Chemistry (2nd edn, Prentice-Hall 1998), p.154</ref>

	Segons esta teoria, els àcits són substàncies capaces de donar un protó ([[Protó\|H<sup>+</sup>]]), mentres que les bases són capaces d'acceptar-los.		Segons esta teoria, els àcits són substàncies capaces de donar un protó ([[Protó\|H<sup>+</sup>]]), mentres que les bases són capaces d'acceptar-los.

Jose2: /* Acidea de Brønsted d'alguns àcits de Lewis */

2017-07-13T11:04:18Z

Acidea de Brønsted d'alguns àcits de Lewis

← Revisió anterior		Revisió de 11:04 13 jul 2017
Llínea 31:		Llínea 31:

	== Acidea de Brønsted d'alguns àcits de Lewis ==		== Acidea de Brønsted d'alguns àcits de Lewis ==
	Alguns àcits de Lewis, que es definix com aceptors de parells d'electrons, també actuen com a àcit de Bronsted-Lowry. Per eixemple, l'ió d'alumini, Al 3 + pot acceptar parells d'electrons de les molècules d'aigua, com en la reacció		Alguns àcits de Lewis, que es definix com aceptors de parells d'electrons, també actuen com a àcit de Bronsted-Lowry. Per eixemple, l'ió d'alumini, Al 3 + pot acceptar parells d'electrons de les molècules d'[[aigua]], com en la reacció

	:Al<sup>3+</sup> + 6 H<sub>2</sub>O → Al(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub><sup>3+</sup>		:Al<sup>3+</sup> + 6 H<sub>2</sub>O → Al(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub><sup>3+</sup>

176.86.195.183 en 18:28 13 nov 2016

2016-11-13T18:28:41Z

← Revisió anterior		Revisió de 18:28 13 nov 2016
Llínea 46:		Llínea 46:
	Ací l'àcit bòric actua com un àcit de Lewis i accepta un parell d'electrons des de l'oxigen d'una molècula d'aigua. La molècula d'aigua a la seua volta dona un protó a una segona molècula d'aigua i, per lo tant, actua com un àcit de Brønsted.		Ací l'àcit bòric actua com un àcit de Lewis i accepta un parell d'electrons des de l'oxigen d'una molècula d'aigua. La molècula d'aigua a la seua volta dona un protó a una segona molècula d'aigua i, per lo tant, actua com un àcit de Brønsted.

			== Referències ==
			{{Llistaref}}

176.86.195.183 en 18:25 13 nov 2016

2016-11-13T18:25:55Z

← Revisió anterior		Revisió de 18:25 13 nov 2016
Llínea 41:		Llínea 41:
	:Mg<sup>2+</sup> + 6 H<sub>2</sub>O → Mg(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub><sup>2+</sup>		:Mg<sup>2+</sup> + 6 H<sub>2</sub>O → Mg(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub><sup>2+</sup>
	pero molt pocs protons ací s'intercanvien ya que l'acidea de Brönsted-Lowry de l'ió aqua és insignificant (K<sub>a</sub> = 3.0 × 10<sup>-12</sup>).<ref name=Whitten>K.W. Whitten, K.D. Gailey and R.E. Davis, "General Chemistry" (4th edn., Saunders College Publishing 1992) p. 750.</ref>		pero molt pocs protons ací s'intercanvien ya que l'acidea de Brönsted-Lowry de l'ió aqua és insignificant (K<sub>a</sub> = 3.0 × 10<sup>-12</sup>).<ref name=Whitten>K.W. Whitten, K.D. Gailey and R.E. Davis, "General Chemistry" (4th edn., Saunders College Publishing 1992) p. 750.</ref>

			L'[[àcit bòric]] també servix d'eixemple de l'utilitat del concepte de Brönsted-Lowry per a un àcit que no es disocia, pero que efectivament dona un protó a la base, l'aigua. La reacció és
			:B(OH)<sub>3</sub> + 2 H<sub>2</sub>O {{eqm}} B(OH)<sub>4</sub><sup>−</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>
			Ací l'àcit bòric actua com un àcit de Lewis i accepta un parell d'electrons des de l'oxigen d'una molècula d'aigua. La molècula d'aigua a la seua volta dona un protó a una segona molècula d'aigua i, per lo tant, actua com un àcit de Brønsted.

Jose2 en 18:16 13 nov 2016

2016-11-13T18:16:43Z

EirVal en 17:32 13 nov 2016

2016-11-13T17:32:07Z

← Revisió anterior		Revisió de 17:32 13 nov 2016
Llínea 14:		Llínea 14:
	:CH<sub>3</sub>COOH + H<sub>2</sub>O {{eqm}} CH<sub>3</sub>COO<sup>−</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>		:CH<sub>3</sub>COOH + H<sub>2</sub>O {{eqm}} CH<sub>3</sub>COO<sup>−</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>
	L'ió acetat, CH<sub>3</sub>CO<sub>2</sub><sup>-</sup>, és la [[base conjugada]] de l'àcit acètic. L'ió [[hidroni]], H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>, és l'àcit conjugat de l'aigua.		L'ió acetat, CH<sub>3</sub>CO<sub>2</sub><sup>-</sup>, és la [[base conjugada]] de l'àcit acètic. L'ió [[hidroni]], H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>, és l'àcit conjugat de l'aigua.

			L'aigua també pot actuar com un àcit front a espècies bàsiques. Un eixemple és el [[amoniaco]]:
			:H<sub>2</sub>O + NH<sub>3</sub> {{eqm}} OH<sup>-</sup> + NH<sub>4</sub><sup>+</sup>
			L'aigua, àcit, es convertix en l'ió hidròxit, la seua base conjugada. L'amoniaco es convertix en [[amoni]], el seu àcit conjugat.


			Es considera que els [[Àcit fort\|àcits forts]] es disocien completament. Per un atre costat, els àcits dèbils es disocien de forma parcial. La [[constant de dissociació àcida]], ''K''<sub>a</sub>, medix el grau de dissociació.

			La definició de Brønsted–Lowry és més àmplia que la de Arrhenius, la qual cosa li permet classificar més substàncies: composts orgànics del tipo [[#àcit carboxílics\|carboxílic]], [[amina]]s, i composts inorgànics, com són [[àcit inorgànic\|àcits inorgànics]], sals àcides, etc.

			Una [[Àcit i bases de Lewis\|base de Lewis]], que es definix com un donant de parell d'electrons, pot actuar com una base de Bronsted-Lowry ya que el parell d'electrons poden ser donats a un protó. Açò significa que el concepte de Brönsted-Lowry no es llimita a les solucions aquoses. Qualsevol donant dissolvent S pot actuar com un acceptor de protons.

			:AH + S: {{eqm}} A<sup>−</sup> + SH<sup>+</sup>

			Els dissolvents típics donants utilisats en la química àcit-base, tals com [[dimetilsulfòxit]] o amoniaco líquit tenen un àtom d'oxigen o nitrogen en un parell solitari d'electrons que es poden utilisar per a formar un enllaç en un protó.

			== Acidea de Brønsted d'alguns àcits de Lewis ==
			Alguns àcits de Lewis, que es definix com aceptors de parells d'electrons, també actuen com a àcit de Bronsted-Lowry. Per eixemple, l'ió d'alumini, Al 3 + pot acceptar parells d'electrons de les molècules d'aigua, com en la reacció

			:Al<sup>3+</sup> + 6 H<sub>2</sub>O → Al(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub><sup>3+</sup>
			L'ió aigua format és un àcit dèbil Brønsted-Lowry.
			:Al(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub><sup>3+</sup> + H<sub>2</sub>O {{eqm}} Al(H<sub>2</sub>O)<sub>5</sub>OH<sup>2+</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> .....[[constant de dissociació àcida\|K<sub>a</sub>]] = 1.2 × 10<sup>−5</sup><ref name=Whitten/>
			La reacció global es descriu com a hidròlisis àcida de l'ió alumini.

			No obstant no tots els #àcit de Lewis generen acidea Brønsted-Lowry. L'ió magnesi reacciona de manera similar a un àcit de Lewis en sis molècules d'aigua
			:Mg<sup>2+</sup> + 6 H<sub>2</sub>O → Mg(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub><sup>2+</sup>
			pero molt pocs protons ací s'intercanvien ya que l'acidea de Brönsted-Lowry de l'ió aqua és insignificant (K<sub>a</sub> = 3.0 × 10<sup>-12</sup>).<ref name=Whitten>K.W. Whitten, K.D. Gailey and R.E. Davis, "General Chemistry" (4th edn., Saunders College Publishing 1992) p. 750.</ref>

← Revisió anterior		Revisió de 08:09 30 gin 2019
Llínea 22:		Llínea 22:
	Es considera que els [[Àcit fort\|àcits forts]] es disocien completament. Per un atre costat, els àcits dèbils es disocien de forma parcial. La [[constant de dissociació àcida]], ''K''<sub>a</sub>, medix el grau de dissociació.		Es considera que els [[Àcit fort\|àcits forts]] es disocien completament. Per un atre costat, els àcits dèbils es disocien de forma parcial. La [[constant de dissociació àcida]], ''K''<sub>a</sub>, medix el grau de dissociació.

	La definició de Brønsted–Lowry és més àmplia que la de Arrhenius, ~~la qual cosa~~ li permet classificar més substàncies: composts orgànics del tipo [[àcit carboxílics\|carboxílic]], [[amina]]s, i composts inorgànics, com són [[àcit inorgànic\|àcits inorgànics]], sals àcides, etc.		La definició de Brønsted–Lowry és més àmplia que la de Arrhenius, lo que li permet classificar més substàncies: composts orgànics del tipo [[àcit carboxílics\|carboxílic]], [[amina]]s, i composts inorgànics, com són [[àcit inorgànic\|àcits inorgànics]], sals àcides, etc.

	Una [[Àcit i bases de Lewis\|base de Lewis]], que es definix com un donant de parell d'electrons, pot actuar com una base de Bronsted-Lowry ya que el parell d'electrons poden ser donats a un protó. Açò significa que el concepte de Brönsted-Lowry no es llimita a les solucions aquoses. Qualsevol donant dissolvent S pot actuar com un acceptor de protons.		Una [[Àcit i bases de Lewis\|base de Lewis]], que es definix com un donant de parell d'electrons, pot actuar com una base de Bronsted-Lowry ya que el parell d'electrons poden ser donats a un protó. Açò significa que el concepte de Brönsted-Lowry no es llimita a les solucions aquoses. Qualsevol donant dissolvent S pot actuar com un acceptor de protons.

← Revisió anterior		Revisió de 19:42 30 nov 2018
Llínea 1:		Llínea 1:
	[[Archiu:Autoprotolyse eau.svg\|thumb\|350px\|L'aigua pot actuar com a àcit o com a base: una molècula H<sub>2</sub>O actua com a base i guanya un protó H<sup>+</sup> i es convertix en H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>; l'atra molècula H<sub>2</sub>O actua com a àcit i pert un protó H<sup>+</sup> per a convertir-se en OH<sup>-</sup>.]]		[[Archiu:Autoprotolyse eau.svg\|thumb\|350px\|L'aigua pot actuar com a àcit o com a base: una molècula H<sub>2</sub>O actua com a base i guanya un protó H<sup>+</sup> i es convertix en H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>; l'atra molècula H<sub>2</sub>O actua com a àcit i pert un protó H<sup>+</sup> per a convertir-se en OH<sup>-</sup>.]]

	En química, la teoria de Brönsted-Lowry és una [[reacció àcit-base\|teoria àcit-base]], proposta independentment pel danés [[Johannes Nicolaus Brønsted]] i el britànic [[Thomas Martin Lowry]] en [[1923]].<ref>R.H. Petrucci, W.S. Harwood, and F.G. Herring, General Chemistry (8th edn, Prentice-Hall 2002), p.666</ref><ref>G.L. Miessler and D.A. Tarr, Inorganic Chemistry (2nd edn, Prentice-Hall 1998), p.154</ref>		En química, la teoria de Brönsted-Lowry és una [[reacció àcit-base\|teoria àcit-base]], proposta independentment pel danés [[Johannes Nicolaus Brønsted]] i el britànic [[Thomas Martin Lowry]] en l'any [[1923]].<ref>R.H. Petrucci, W.S. Harwood, and F.G. Herring, General Chemistry (8th edn, Prentice-Hall 2002), p.666</ref><ref>G.L. Miessler and D.A. Tarr, Inorganic Chemistry (2nd edn, Prentice-Hall 1998), p.154</ref>

	Segons esta teoria, els àcits són substàncies capaces de donar un protó ([[Protó\|H<sup>+</sup>]]), mentres que les bases són capaces d'acceptar-los.		Segons esta teoria, els àcits són substàncies capaces de donar un protó ([[Protó\|H<sup>+</sup>]]), mentres que les bases són capaces d'acceptar-los.

← Revisió anterior		Revisió de 18:16 13 nov 2016
Llínea 1:		Llínea 1:
	[[Archiu:Autoprotolyse eau.svg\|thumb\|350px\|L'aigua pot actuar com a àcit o com a base: una molècula H<sub>2</sub>O actua com a base i guanya un protó H<sup>+</sup> i es convertix en H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>; l'atra molècula H<sub>2</sub>O actua com a àcit i pert un protó H<sup>+</sup> per a convertir-se en OH<sup>-</sup>.]]		[[Archiu:Autoprotolyse eau.svg\|thumb\|350px\|L'aigua pot actuar com a àcit o com a base: una molècula H<sub>2</sub>O actua com a base i guanya un protó H<sup>+</sup> i es convertix en H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>; l'atra molècula H<sub>2</sub>O actua com a àcit i pert un protó H<sup>+</sup> per a convertir-se en OH<sup>-</sup>.]]

	En química, la teoria de Brönsted-Lowry és una [[reacció àcit-base\|teoria àcit-base]], proposta independentment pel danés [[Johannes Nicolaus Brønsted]] i el britànic [[Thomas Martin Lowry]] en 1923.<ref>R.H. Petrucci, W.S. Harwood, and F.G. Herring, General Chemistry (8th edn, Prentice-Hall 2002), p.666</ref><ref>G.L. Miessler and D.A. Tarr, Inorganic Chemistry (2nd edn, Prentice-Hall 1998), p.154</ref>		En química, la teoria de Brönsted-Lowry és una [[reacció àcit-base\|teoria àcit-base]], proposta independentment pel danés [[Johannes Nicolaus Brønsted]] i el britànic [[Thomas Martin Lowry]] en [[1923]].<ref>R.H. Petrucci, W.S. Harwood, and F.G. Herring, General Chemistry (8th edn, Prentice-Hall 2002), p.666</ref><ref>G.L. Miessler and D.A. Tarr, Inorganic Chemistry (2nd edn, Prentice-Hall 1998), p.154</ref>

	Segons esta teoria, els àcits són substàncies capaces de *donar un protó ([[Protó\|H<sup>+</sup>]]), mentres que les bases són capaces d'acceptar-los.		Segons esta teoria, els àcits són substàncies capaces de donar un protó ([[Protó\|H<sup>+</sup>]]), mentres que les bases són capaces d'acceptar-los.

	== Propietats dels àcits i les bases ==		== Propietats dels àcits i les bases ==
Llínea 11:		Llínea 11:
	La base conjugada és l'ió o molècula que queda en acabant de que l'àcit ha perdut un protó, i l'àcit conjugat és l'espècie formada de la base en acceptar el protó. La reacció pot procedir en qualsevol direcció cap a la dreta o l'esquerra, segons l'equilibri químic. En cada cas, l'àcit dona un protó a la base i l'àcit conjugat ho fa a la base conjugada.		La base conjugada és l'ió o molècula que queda en acabant de que l'àcit ha perdut un protó, i l'àcit conjugat és l'espècie formada de la base en acceptar el protó. La reacció pot procedir en qualsevol direcció cap a la dreta o l'esquerra, segons l'equilibri químic. En cada cas, l'àcit dona un protó a la base i l'àcit conjugat ho fa a la base conjugada.

	L'aigua és [[amfóter\|amfótera]] i pot actuar com un àcit o com a base. En la reacció entre el [[àcit acètic]], CH<sub>3</sub>CO<sub>2</sub>H, i l'aigua, H<sub>2</sub>O, l'aigua actua com una base.		L'[[aigua]] és [[amfóter\|amfótera]] i pot actuar com un àcit o com a base. En la reacció entre el [[àcit acètic]], CH<sub>3</sub>CO<sub>2</sub>H, i l'aigua, H<sub>2</sub>O, l'aigua actua com una base.
	:CH<sub>3</sub>COOH + H<sub>2</sub>O {{eqm}} CH<sub>3</sub>COO<sup>−</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>		:CH<sub>3</sub>COOH + H<sub>2</sub>O {{eqm}} CH<sub>3</sub>COO<sup>−</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>
	L'ió acetat, CH<sub>3</sub>CO<sub>2</sub><sup>-</sup>, és la [[base conjugada]] de l'àcit acètic. L'ió [[hidroni]], H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>, és l'àcit conjugat de l'aigua.		L'ió acetat, CH<sub>3</sub>CO<sub>2</sub><sup>-</sup>, és la [[base conjugada]] de l'àcit acètic. L'ió [[hidroni]], H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>, és l'àcit conjugat de l'aigua.
Llínea 22:		Llínea 22:
	Es considera que els [[Àcit fort\|àcits forts]] es disocien completament. Per un atre costat, els àcits dèbils es disocien de forma parcial. La [[constant de dissociació àcida]], ''K''<sub>a</sub>, medix el grau de dissociació.		Es considera que els [[Àcit fort\|àcits forts]] es disocien completament. Per un atre costat, els àcits dèbils es disocien de forma parcial. La [[constant de dissociació àcida]], ''K''<sub>a</sub>, medix el grau de dissociació.

	La definició de Brønsted–Lowry és més àmplia que la de Arrhenius, la qual cosa li permet classificar més substàncies: composts orgànics del tipo [[#àcit carboxílics\|carboxílic]], [[amina]]s, i composts inorgànics, com són [[àcit inorgànic\|àcits inorgànics]], sals àcides, etc.		La definició de Brønsted–Lowry és més àmplia que la de Arrhenius, la qual cosa li permet classificar més substàncies: composts orgànics del tipo [[àcit carboxílics\|carboxílic]], [[amina]]s, i composts inorgànics, com són [[àcit inorgànic\|àcits inorgànics]], sals àcides, etc.

	Una [[Àcit i bases de Lewis\|base de Lewis]], que es definix com un donant de parell d'electrons, pot actuar com una base de Bronsted-Lowry ya que el parell d'electrons poden ser donats a un protó. Açò significa que el concepte de Brönsted-Lowry no es llimita a les solucions aquoses. Qualsevol donant dissolvent S pot actuar com un acceptor de protons.		Una [[Àcit i bases de Lewis\|base de Lewis]], que es definix com un donant de parell d'electrons, pot actuar com una base de Bronsted-Lowry ya que el parell d'electrons poden ser donats a un protó. Açò significa que el concepte de Brönsted-Lowry no es llimita a les solucions aquoses. Qualsevol donant dissolvent S pot actuar com un acceptor de protons.
Llínea 43:		Llínea 43:


			[[Categoria:Química]]





	[[Categoria:Química àcit-base]]		[[Categoria:Química àcit-base]]
	[[Categoria:Ciència i tecnologia de Regne Unit del sigle XX]]		[[Categoria:Ciència i tecnologia de Regne Unit del sigle XX]]