46 837
edicions
Canvis
sense resum d'edició
[[Archiu:Autoprotolyse eau.svg|thumb|350px|L'aigua pot actuar com a àcit o com a base: una molècula H<sub>2</sub>O actua com a base i guanya un protó H<sup>+</sup> i es convertix en H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>; l'atra molècula H<sub>2</sub>O actua com a àcit i pert un protó H<*sup>+</*sup> per a convertir-se en OH<sup>-</sup>.]]
[[Archiu:Autoprotolyse eau.svg|thumb|350px|L'aigua pot actuar com a àcit o com a base: una molècula H<sub>2</sub>O actua com a base i guanya un protó H<sup>+</sup> i es convertix en H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>; l'atra molècula H<sub>2</sub>O actua com a àcit i pert un protó H<*sup>+</*sup> per a convertir-se en OH<sup>-</sup>.]]
En química, la teoria de Brönsted-Lowry és una [[reacció àcit-base|teoria àcit-base]], proposta independentment pel danés [[Johannes Nicolaus Brønsted]] i el britànic [[Thomas Martin Lowry]] en [[1923]].<ref>R.H. Petrucci, W.S. Harwood, and F.G. Herring, General Chemistry (8th edn, Prentice-Hall 2002), p.666</ref><ref>G.L. Miessler and D.A. Tarr, Inorganic Chemistry (2nd edn, Prentice-Hall 1998), p.154</ref>
En química, la teoria de Brönsted-Lowry és una [[reacció àcit-base|teoria àcit-base]], proposta independentment pel danés [[Johannes Nicolaus Brønsted]] i el britànic [[Thomas Martin Lowry]] en l'any [[1923]].<ref>R.H. Petrucci, W.S. Harwood, and F.G. Herring, General Chemistry (8th edn, Prentice-Hall 2002), p.666</ref><ref>G.L. Miessler and D.A. Tarr, Inorganic Chemistry (2nd edn, Prentice-Hall 1998), p.154</ref>
Segons esta teoria, els àcits són substàncies capaces de donar un protó ([[Protó|H<sup>+</sup>]]), mentres que les bases són capaces d'acceptar-los.
Segons esta teoria, els àcits són substàncies capaces de donar un protó ([[Protó|H<sup>+</sup>]]), mentres que les bases són capaces d'acceptar-los.
Es considera que els [[Àcit fort|àcits forts]] es disocien completament. Per un atre costat, els àcits dèbils es disocien de forma parcial. La [[constant de dissociació àcida]], ''K''<sub>a</sub>, medix el grau de dissociació.
Es considera que els [[Àcit fort|àcits forts]] es disocien completament. Per un atre costat, els àcits dèbils es disocien de forma parcial. La [[constant de dissociació àcida]], ''K''<sub>a</sub>, medix el grau de dissociació.
La definició de Brønsted–Lowry és més àmplia que la de Arrhenius, la qual cosa li permet classificar més substàncies: composts orgànics del tipo [[àcit carboxílics|carboxílic]], [[amina]]s, i composts inorgànics, com són [[àcit inorgànic|àcits inorgànics]], sals àcides, etc.
La definició de Brønsted–Lowry és més àmplia que la de Arrhenius, lo que li permet classificar més substàncies: composts orgànics del tipo [[àcit carboxílics|carboxílic]], [[amina]]s, i composts inorgànics, com són [[àcit inorgànic|àcits inorgànics]], sals àcides, etc.
Una [[Àcit i bases de Lewis|base de Lewis]], que es definix com un donant de parell d'electrons, pot actuar com una base de Bronsted-Lowry ya que el parell d'electrons poden ser donats a un protó. Açò significa que el concepte de *Brönsted-*Lowry no es llimita a les solucions aquoses. Qualsevol donant dissolvent S pot actuar com un acceptor de protons.
Una [[Àcit i bases de Lewis|base de Lewis]], que es definix com un donant de parell d'electrons, pot actuar com una base de Bronsted-Lowry ya que el parell d'electrons poden ser donats a un protó. Açò significa que el concepte de *Brönsted-*Lowry no es llimita a les solucions aquoses. Qualsevol donant dissolvent S pot actuar com un acceptor de protons.
== Acidea de Brønsted d'alguns àcits de Lewis ==
== Acidea de Brønsted d'alguns àcits de Lewis ==
Alguns àcits de Lewis, que es definix com aceptors de parells d'electrons, també actuen com a àcit de Bronsted-Lowry. Per eixemple, l'ió d'alumini, Al 3 + pot acceptar parells d'electrons de les molècules d'aigua, com en la reacció
Alguns àcits de Lewis, que es definix com aceptors de parells d'electrons, també actuen com a àcit de Bronsted-Lowry. Per eixemple, l'ió d'alumini, Al 3 + pot acceptar parells d'electrons de les molècules d'[[aigua]], com en la reacció
:Al<sup>3+</sup> + 6 H<sub>2</sub>O → Al(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub><sup>3+</sup>
:Al<sup>3+</sup> + 6 H<sub>2</sub>O → Al(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub><sup>3+</sup>
L'[[àcit bòric]] també servix d'eixemple de l'utilitat del concepte de Brönsted-Lowry per a un àcit que no es disocia, pero que efectivament dona un protó a la base, l'aigua. La reacció és
L'[[àcit bòric]] també servix d'eixemple de l'utilitat del concepte de Brönsted-Lowry per a un àcit que no es disocia, pero que efectivament dona un protó a la base, l'aigua. La reacció és
:B(OH)<sub>3</sub> + 2 H<sub>2</sub>O {{eqm}} B(OH)<sub>4</sub><sup>−</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>
:B(OH)<sub>3</sub> + 2 H<sub>2</sub>O {{eqm}} B(OH)<sub>4</sub><sup>−</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>
Ací l'àcit bòric actua com un àcit de Lewis i accepta un parell d'electrons des de l'oxigen d'una molècula d'aigua. La molècula d'aigua a la seua volta dona un protó a una segona molècula d'aigua i, per lo tant, actua com un àcit de Brønsted.
Ací l'àcit bòric actua com un àcit de Lewis i accepta un parell d'electrons des de l'oxigen d'una molècula d'aigua. La molècula d'aigua a la seua volta dona un protó a una segona molècula d'aigua i, per lo tant, actua com un àcit de Brønsted.
== Referències ==
{{Reflist}}