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La Teoria di Brønsted e Lowry degli acidi e delle basi

La  teoria di Brønsted e Lowry formulata nel 1923 amplia il concetto di acido e di base perché non è più legata agli ioni che si formano in acqua

Definizione

Secondo la  loro teoria un acido è un donatore di protoni e una base un accettore di protoni. Per descrivere il comportamento dell’ammoniaca come base, cosa che è stata resa difficile da farsi con la teoria di Arrhenius, si può scrivere

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^–

Nella reazione l’ H₂O agisce da acido in quanto dona un protone, H⁺, che viene accettato da NH₃, una base. Come conseguenza di questo trasferimento si formano gli ioni NH₄⁺ e OH^– gli stessi ioni prodotti dalla ionizzazione dell’ipotetico NH₄OH previsto da Arrhenius. Poiché NH₃ è una base debole, potremmo anche considerare la reazione inversa, dove NH₄⁺ è un acido OH^– è una base.

NH₄⁺ + OH^– →  NH₃ + H₂O

Il modo convenzionale di rappresentare una reazione reversibile è di usare la notazione con la doppia freccia. Inoltre si possono disporre i termini “acido” e “base” sotto tutte le quattro specie che partecipano alla reazione.

NH₃ + H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^–

         ^{base – acido  = acido coniugato – base coniugata}

Ciascuna combinazione viene detta coppia coniugata.

Per la ionizzazione dell’acido acetico si può scrivere

HC₂H₃O₂ + H₂O ↔ H₃O⁺ + C₂H₃O₂^–

In questo caso lo ione acetato C₂H₃O₂^– è la base coniugata dell’acido HC₂H₃O₂ e questa volta H₂O si comporta da base. Il suo acido coniugato e detto ione idronio, H₃O⁺. si può rappresentare la ionizzazione di HCl analogamente a quanto abbiamo fatto per l’acido acetico, ma con questa importante differenza: poiché la reazione inversa non mostra alcuna tendenza ad avvenire, si usa solo una freccia singola nell’equazione di ionizzazione.

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^–

Ogni specie che è un acido secondo la teoria di Arrhenius è un acido anche secondo la teoria  Brønsted -Lowry; e la stessa cosa vale per le basi. Certe specie, anche se non contengono il gruppo OH^–, in soluzione acquosa producono ioni OH^–, ad esempio OCl^–.

La teoria di Brønsted -Lowry giustifica il comportamento delle sostanze che possono comportarsi sia da acido che da base; queste vengono dette anfiprotiche. La teoria di Arrhenius non giustifica il comportamento anfiprotico.

Esempi

Esempi di acidi secondo Brønsted -Lowry :
HSO4^– + H₂O = SO4^2- + H₃O⁺

HPO₄^2- + H₂O = PO₄^3- + H₃O⁺

HS^– + H₂O = S^2-+ H₃O⁺

Esempi di basi secondo Brønsted -Lowry :
C₆H₅NH₂ + H₂O = C₆H₅NH₃⁺ + OH^–

CH₃NH₂ + H₂O = CH₃NH₃⁺+ OH^–

C₅H₅N + H₂O = C₅H₅NH⁺ + OH^–