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Teoria di Brønsted-Lowry

Nel 1923 il chimico danese Johannes Brønsted e, indipendentemente, il chimico britannico Thomas Lowry proposero una nuova teoria, che estendeva la classificazione di Arrhenius a soluzioni non acquose; essi definirono acide le sostanze con tendenza a cedere protoni (ioni idrogeno H⁺) e basiche quelle con tendenza ad acquistarli.

Secondo la definizione di Brønsted-Lowry, un acido si trasforma nella corrispondente base cedendo un protone; analogamente una base che acquista un protone si trasforma nell’acido coniugato. Si definisce “forte” un acido che dona velocemente tutti i protoni a una base, cosicché un acido è tanto più forte quanto più è debole la sua base coniugata.

Alla luce di quanto detto, si consideri la reazione di equilibrio fra un generico acido (1) e una generica base (2):

Acido (1) + Base (2)⇄Acido (2) + Base (1)

La reazione effettiva procede prevalentemente nella direzione che porta alla formazione dell’acido e della base più deboli; ad esempio la reazione di HCl in ambiente acquoso

HCl + H2O⇄H3O+ + Cl-

procede prevalentemente da sinistra a destra (equilibrio spostato verso destra), perché, mentre l’acido cloridrico è forte, gli ioni Cl^- e H₃O⁺(acido coniugato di H₂O) costituiscono rispettivamente una base e un acido deboli.

Al contrario, nella reazione

HF + H2O⇄H3O+ + F-

l’equilibrio è spostato verso sinistra perché H₂O è una base più debole rispetto a F^-, e HF è un acido più debole (in acqua) di H₃O⁺.

La teoria Brønsted-Lowry fornisce una spiegazione del comportamento anfotero dell’acqua: essa è una base in presenza di un acido più forte (ad esempio HCl) che ha quindi maggior tendenza a dissociarsi, e un acido nella reazione con una base più forte (ad esempio l’ammoniaca). Così si ha

HCl + H2O⇄H3O+ + Cl-

e

NH3+ H2O⇄NH4+ + OH-

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