Diferència entre les revisions de "Teoria àcit-base de Brønsted-Lowry"

Llínea 14:

:CH3COOH + H2O {{eqm}} CH3COO− + H3O+

L'ió acetat, CH3CO2-, és la [[base conjugada]] de l'àcit acètic. L'ió [[hidroni]], H3O+, és l'àcit conjugat de l'aigua.

L'aigua també pot actuar com un àcit front a espècies bàsiques. Un eixemple és el [[amoniaco]]:

:H2O + NH3 {{eqm}} OH- + NH4+

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''a, 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− + SH+

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

:Al3+ + 6 H2O → Al(H2O)63+

L'ió aigua format és un àcit dèbil Brønsted-Lowry.

:Al(H2O)63+ + H2O {{eqm}} Al(H2O)5OH2+ + H3O+ .....[[constant de dissociació àcida|Ka]] = 1.2 × 10−5<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

:Mg2+ + 6 H2O → Mg(H2O)62+

pero molt pocs protons ací s'intercanvien ya que l'acidea de *Brönsted-*Lowry de l'ió aqua és insignificant (Ka = 3.0 × 10-12).<ref name=Whitten>K.W. Whitten, K.D. Gailey and R.E. Davis, "General Chemistry" (4th edn., Saunders College Publishing 1992) p. 750.</ref>

@@ Llínea 14: / Llínea 14: @@
 :CH<sub>3</sub>COOH + H<sub>2</sub>O {{eqm}} CH<sub>3</sub>COO<sup>&minus;</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'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>&minus;</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 &rarr; 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>&minus;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 &rarr; 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>