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Teoria di Bronsted-Lowry


Secondo Bronsted-Lowry un acido è un donatore di protoni ad una base, mentre una base è un accettore di protoni (da un acido). Condizione fondamentale è che ogni volta che sia presente un acido sia presente una base in grado di accettare i suoi protoni. In questi casi, per una reazione acido-base, si parla di reazioni di scambio protonico. In questo caso HNO3 è un acido in quanto in grado di donare un protone H+. Vediamo ora il caso dell’ammoniaca:
NH3 + H2ONH4+ + OH-. In questa reazione l’acqua agisce da acido, in quanto dona un protone all’ammoniaca, che si comporta da base in quanto lo accetta andando a formare lo ione ammonio. Quando si considera una molecola di NH3 come base, lo ione NH4+ sarà l’acido coniugato di NH3. In modo analogo, nella reazione H2O è un acido e OH- è la sua base coniugata.
In una soluzione contenente acqua pura possiamo dire che:
H2O + H2O↔ OH- + H3O+
Dove H2O si comporta sia da base che da acido (H2O ha comportamento anfotero), OH- è la base coniugata e H3O+ è l’acido coniugato. Si può quindi parlare di equilibrio di autoprotonazione (o autoionizzazione) dell’acqua, ossia:
Kc=Kw=([〖OH^-]〗^1 〖[H_3 O^+]〗^1)/([H_2 O]^2 )=[〖OH^-]〗^1 〖[H_3 O^+]〗^1
Kw è il prodotto ionico dell’acqua. Quindi Kw=Kc se Kc ingloba il Kw. Questo vale per acqua pura a 25°C. Kw = 1,00 × 10-14 se [H3O+] = 10-7 e se [OH-] = 10-7. La formazione di ioni è legata alla natura anfiprotica dell’acqua. È importante ricordare che l’acqua pura non conduce elettricità, me se in essa sono disciolti degli ioni allora diventa un conduttore.
In una soluzione neutra [H3O+] = [OH-] = 10-7.
Questi concetti saranno poi necessari nei paragrafi successivi, dove si passerà all’introduzione del pH.

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