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, HNO3 e HClO4 e per basi come NaOH, KOH, LiOH ma non giustifica la basicità di specie come l'ammoniaca.
Vantaggi
- La teoria di Brønsted e Lowry estende a molecole neutre, ioni positivi o negativi la definizione di acido e di base e rende conto del ruolo dell'acqua quale molecola anfiprotica.
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:
- Forza del legame H-X
- Stabilità della base coniugata X–
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
