Chimie Chimie anorganică
Teoria acido-bazica Bronsted-Lowry explicata
Teoria acido-bazică Brønsted-Lowry definește acizii ca donatori de protoni (ioni H⁺) și bazele ca acceptori de protoni. Această teorie extinde definiția Arrhenius, aplicându-se și în medii neapoase. Reacțiile acido-bazice implică transfer de protoni între specii conjugate.
Definiții cheie
- Acid Brønsted-Lowry Substanță care cedează un proton (H⁺) unei baze. Exemplu: HCl → H⁺ + Cl⁻.
- Bază Brønsted-Lowry Substanță care acceptă un proton de la un acid. Exemplu: NH₃ + H⁺ → NH₄⁺.
- Perechi conjugate Acidul devine baza sa conjugată după pierderea protonului, iar baza devine acidul conjugat după acceptarea protonului. Exemplu: CH₃COOH/CH₃COO⁻.
Exemplu de reacție
- 1 Reacția HCl cu NH₃ HCl (acid) donează H⁺ la NH₃ (bază).
- 2 Formarea produselor Se obțin Cl⁻ (baza conjugată a HCl) și NH₄⁺ (acidul conjugat al NH₃).
- 3 Ecuația ionică HCl + NH₃ → Cl⁻ + NH₄⁺.
Pentru a identifica perechile conjugate într-o reacție, urmărește transferul protonului.