Ampliamento della Definizione di Acidi e Basi secondo Brønsted e Lowry
La teoria di Brønsted e Lowry ha arricchito la definizione di acidi e basi di Arrhenius, in cui un acido fungerebbe da donatore di protoni, e una base da accettore di protoni. Secondo Arrhenius, gli acidi rilasciano ioni H+ in soluzione mentre le basi rilasciano ioni OH-.
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Questa definizione è applicabile ad acidi comuni come l’HCl, l’HNO3 e l’HClO4, e alle basi come il NaOH, il KOH e il LiOH, ma non spiega la basicità di sostanze come l’ammoniaca.
Vantaggi della Teoria Brønsted-Lowry
La teoria di Brønsted e Lowry estende la definizione di acido e base a molecole neutre, ioni positivi o negativi, incorporando il concetto di molecola anfiprotica dell’acqua. Ciò consente di comprendere meglio fenomeni come l’autoprotolisi dell’acqua.
In particolare, tale teoria introduce i concetti di acido e base coniugata, fornendo un metodo per valutare la forza degli acidi e delle basi. La forza di un acido è misurata dalla sua tendenza a trasferire protoni, mentre la forza di una base è misurata dalla sua tendenza ad accettare protoni.
Fattori che Influenzano la Forza degli Acidi
La forza di un acido HX dipende dalla forza del legame H-X e dalla stabilità della sua base coniugata X-. Di conseguenza, un acido più forte avrà una base coniugata più debole, e viceversa.
La teoria di Brønsted e Lowry è in grado di spiegare le reazioni acido-base anche in ambienti non acquosi, nonché la natura acida o basica di sostanze come SO2 e CO2 e NH3 e CaO.
Limiti della Teoria
Tuttavia, la teoria di Brønsted e Lowry non spiega le reazioni tra gli ossidi acidi come il CO2 e il SO2 e ossidi basici come il CaO, che avvengono in assenza di solvente. Inoltre, non fornisce una spiegazione al comportamento acido di sostanze come AlCl3 e BF3, il cui studio richiede la definizione di acidi e basi secondo Lewis.
