Diferència entre les revisions de "Teoria àcit-base de Brønsted-Lowry"
Sense resum d'edició |
Sense resum d'edició |
||
| (No es mostren 8 edicions intermiges d'4 usuaris) | |||
| 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 | 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 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. | ||
| 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> | ||
| Llínea 42: | Llínea 42: | ||
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. | |||
== Referències == | |||
{{Reflist}} | |||
[[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]] | ||