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Vantaggi e limiti della teoria di Brønsted-Lowry-chimicamo

Vantaggi e limiti della teoria di Brønsted-Lowry

  |   Chimica, Chimica Generale

Brønsted e Lowry  ampliarono la definizione di acidi e basi di Arrhenius definendo un acido come un donatore di protoni e una base come un accettore di protoni.

Secondo Arrhenius, infatti gli acidi sono quelle specie in grado di liberare ioni H+ in soluzione mentre le basi rilasciano ioni OH.

La definizione di Arrhenius è valida per acidi come, ad esempio, HCl, HNO3HClO4 e per basi come NaOH, KOH, LiOH ma non giustifica la basicità di specie come l’ammoniaca.

Vantaggi

 

Ad esempio nella reazione:
H2PO4 + H2O  HPO42- + H3O+

l’acqua accettando un protone si comporta da base mentre nella reazione:

HS+ H2O  H2S + OH

l’acqua donando un protone si comporta da acido.

  • La teoria di Brønsted e Lowry inoltre, introducendo il concetto di acido e base coniugata e di base a acido coniugato, fornisce un metodo per confrontare la forza degli acidi.

La forza di un acido infatti misura la sua tendenza a trasferire protoni mentre la forza di una base misura la sua tendenza ad accettare protoni.

La forza di un acido HX dipende dalla:

Pertanto più un acido è forte più la sua base coniugata è debole e più una base è forte più il suo acido coniugato è debole.

  • La teoria di Brønsted e Lowry spiega le reazioni acido-base in ambiente non acquoso
  • La teoria di Brønsted e Lowry spiega la natura acida di specie quali SO2 e CO2 e della natura basica di specie quali NH3 e CaO

Limiti

 

  • La teoria di Brønsted e Lowry non spiega le reazioni tra gli ossidi acidi come CO2, SO2  e SO3 e ossidi basici come CaO, BaO e MgO che avvengono in assenza di solvente
  • La teoria di Brønsted e Lowry non spiega il comportamento acido di sostanze come AlCl3 e BF3 la cui spiegazione viene fornita dalla definizione di acidi e basi secondo Lewis

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