La teoria di Brønsted e Lowry formulata nel 1923 amplia il concetto di acido e di base perché non è più legata agli ioni che si formano in acqua
Definizione
Secondo la teoria di Brønsted e Lowry un acido è un donatore di protoni e una base un accettore di protoni. Per descrivere il comportamento dell’ammoniaca come base, cosa che è stata resa difficile da farsi con la teoria di Arrhenius, si può scrivere
NH3 + H2O → NH4+ + OH–
Nella reazione l’ H2O agisce da acido in quanto dona un protone, H+, che viene accettato da NH3, una base. Come conseguenza di questo trasferimento si formano gli ioni NH4+ e OH– gli stessi ioni prodotti dalla ionizzazione dell’ipotetico NH4OH previsto da Arrhenius. Poiché NH3 è una base debole, potremmo anche considerare la reazione inversa, dove NH4+ è un acido OH– è una base.
NH4+ + OH– → NH3 + H2O
Il modo convenzionale di rappresentare una reazione reversibile è di usare la notazione con la doppia freccia. Inoltre si possono disporre i termini “acido” e “base” sotto tutte le quattro specie che partecipano alla reazione.
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH–
base – acido = acido coniugato – base coniugata
Ciascuna combinazione è detta coppia coniugata.
Per la ionizzazione dell’acido acetico si può scrivere
HC2H3O2 + H2O ↔ H3O+ + C2H3O2–
In questo caso lo ione acetato C2H3O2– è la base coniugata dell’acido HC2H3O2 e questa volta H2O si comporta da base. Il suo acido coniugato e detto ione idronio, H3O+. si può rappresentare la ionizzazione di HCl analogamente a quanto abbiamo fatto per l’acido acetico, ma con questa importante differenza: poiché la reazione inversa non mostra alcuna tendenza ad avvenire, si usa solo una freccia singola nell’equazione di ionizzazione.
HCl + H2O → H3O+ + Cl–
Ogni specie che è un acido secondo la teoria di Arrhenius è un acido anche secondo la teoria Brønsted -Lowry; e la stessa cosa vale per le basi. Certe specie, anche se non contengono il gruppo OH–, in soluzione acquosa producono ioni OH–, ad esempio OCl–.
La teoria di Brønsted -Lowry giustifica il comportamento delle sostanze che possono comportarsi sia da acido che da base; queste sono dette anfiprotiche. La teoria di Arrhenius non giustifica il comportamento anfiprotico.
Esempi e applicazioni della teoria di Brønsted -Lowry
Esempi di acidi secondo Brønsted -Lowry :
HSO4– + H2O = SO42- + H3O+
HPO42- + H2O = PO43- + H3O+
HS– + H2O = S2-+ H3O+
Esempi di basi secondo Brønsted -Lowry :
C6H5NH2 + H2O = C6H5NH3+ + OH–
CH3NH2 + H2O = CH3NH3++ OH–
C5H5N + H2O = C5H5NH+ + OH–