Teoria àcit-base de Brønsted-Lowry

De L'Enciclopèdia, la wikipedia en valencià
Anar a la navegació Anar a la busca
L'aigua pot actuar com a àcit o com a base: una molècula H2O actua com a base i guanya un protó H+ i es convertix en H3O+; l'atra molècula H2O actua com a àcit i pert un protó H<*sup>+</*sup> per a convertir-se en OH-.

En química, la teoria de Brönsted-Lowry és una teoria àcit-base, proposta independentment pel danés Johannes Nicolaus Brønsted i el britànic Thomas Martin Lowry en l'any 1923.[1][2]

Segons esta teoria, els àcits són substàncies capaces de donar un protó (H+), mentres que les bases són capaces d'acceptar-los.

Propietats dels àcits i les bases

àcit + base està en equilibri en base conjugada + àcit conjugat.

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 amfótera i pot actuar com un àcit o com a base. En la reacció entre el àcit acètic, CH3CO2H, i l'aigua, H2O, l'aigua actua com una base.

CH3COOH + H2O està en equilibri en 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 està en equilibri en 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 àcits forts es disocien completament. Per un atre costat, els àcits dèbils es disocien de forma parcial. La constant de dissociació àcida, Ka, medix el grau de dissociació.

La definició de Brønsted–Lowry és més àmplia que la de Arrhenius, lo que li permet classificar més substàncies: composts orgànics del tipo carboxílic, aminas, i composts inorgànics, com són àcits inorgànics, sals àcides, etc.

Una 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: està en equilibri en 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 està en equilibri en Al(H2O)5OH2+ + H3O+ .....Ka = 1.2 × 10−5[3]

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).[3]

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)3 + 2 H2O està en equilibri en B(OH)4 + H3O+

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

  1. R.H. Petrucci, W.S. Harwood, and F.G. Herring, General Chemistry (8th edn, Prentice-Hall 2002), p.666
  2. G.L. Miessler and D.A. Tarr, Inorganic Chemistry (2nd edn, Prentice-Hall 1998), p.154
  3. 3,0 3,1 K.W. Whitten, K.D. Gailey and R.E. Davis, "General Chemistry" (4th edn., Saunders College Publishing 1992) p. 750.