155 439
edicions
Canvis
Anar a la navegació
Anar a la busca
mLlínea 1:
Llínea 1: − + − + Llínea 11:
Llínea 11: − + Llínea 22:
Llínea 22: − + Llínea 43:
Llínea 43: − + − − − − −
sense resum d'edició
[[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 ==
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.
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.
[[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]]