DEFINICIÓ PROTÒNICA DE BRÖNSTED-LOWRY

De la majoria de les teories presentades al llarg dels anys per a explicar les propietats dels àcids i les bases, la teoría de transfeència de protons o de Brönsted i Lowry és la més utilitzada.

La definició protònica d'àcid-base va ser proposada pel danés Brönsted i l'anglés Lowry de forma independent en 1923 i diu així: "Àcid és qualsevol substància molecular o iònica que pot cedir un protó a una altra que es comporta com a base. Per tant una base és qualsevol substància que pot acceptar un protó d'una altra que es comporta com a àcid." De la mateix concepte d'àcid i base es dedueix que una substàncies no pot actuar com a tal més que en presència d'una base, i viceversa.

Ácids i bases conjugats

Com un àcid cedeix un protó a una base, la resta de la molècula de l'àcid pot tornar a acceptar un protó, la qual cosa implica que s'ha convertit en una base que rep el nom de "base conjugada". Igual succeeix quan una base accepta un protó, que es converteix en un "àcid conjugat". Per exemple:

Per tant, totes les reaccions àcid-base segons Brönsted-Lowry impliquen la presència de dos parells àcid-base en equilibri.

Sustàncies amfiprótiques

Molts compostos poden actuar com a àcids i com a bases, depenent de la substància amb la qual es troben. Així per exemple, l'aigua actua com a base amb el clorur d'hidrogen en dissolució (àcid chlorhídric), HCl:

I com un àcid amb el NH₃:

Aquestes substàncies se'ls anomena anfiprótiques (també anfolits o substàncies amfòteres). Són anfitrópics també els ions intermedis dels àcids di- i tripróticos. Així el actua:

-       Com àcid amb el NaOH

-       Com base amb el HF

     Aquesta definició limita els àcids als compostos que tenen hidrogen. No obstant això, hi ha substàncies que sense tenir hidrogen es comporten com àcids (per exemple AlCl₃ neutralitza una dissolució de NH₃). Fets semblants a aquest són justificats mitjançant una definició més àmplia d'àcids i bases proposada per Lewis.

Fuerça de àcids i bases

Prenent l'aigua com a dissolvent podem establir una escala de força àcida o bàsica de tal manera que per a la reacció de HCl i CH₃COOH amb l'aigua, observem que K_a (HCl) >> C_a (CH₃COOH) del que es dedueix que l'HCl és més àcid que el CH₃COOH. De forma anàloga es pot establir la força de les bases.

No obstant això, els àcids molt forts o les bases molt fortes presenten aproximadament de la mateixa força enfront de l'aigua, i per tant, el dissolvent fa de anivellador de la força àcida o bàsica.

-       Àcids forts: HClO₄, H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr,..

-       Bases fortes: NaOH, KOH, Na,…

Aquests àcids estan totalment dissociats en aigua i per poder distingir la força àcida dels àcids, hem de fer ús un dissolvent més àcid que l'aigua, tal com l'àcid acètic i així es obitiene:

HClO₄ > HBr > H₂SO₄> HCl > HNO₃

Anàlogament la diferent força bàsica de les bases es podrà distingir utilitzant un dissolvent més bàsic que l'aigua com NH₃.

Observem que en la teoria de Brönsted-Lowry, el dissolvent té un paper important ja que els termes àcid o base són funció de la força àcida o bàsica del dissolvent amb què s'enfronten. D'acord amb aquest concepte s'entén com a dissolvent "aprótic" aquell en el qual, un solut àcid o bàsic no produeix cap reacció (per exemple. benzè, toluè, tetraclorur de carboni, hexà ...).

Definició de Lux-Flood

Per poder tractar dins el concepte àcid-base moltes reaccions que tenen lloc en sistemes fosos, sense presència de dissolvent, Lux va expressar una definició que posteriorment va ser estesa per Flood, i diu així: "àcid és un acceptor de ions òxid":

El SiO₂ actua com àcido enfront el CaO que es comporta com a base.

Definició des sistemes disolvents

L'estudi de dissolvents diferents de l'aigua van posar de manifest que moltes altres substàncies que es podien utilitzar com a dissolvents, es autoionizaven de manera similar a l'aigua:

Els estudis amb l'amoníac líquid van arribar a suposar que un dissolvent qualsevol es comportava com àcid aquella substància capaç de cedir el catió del dissolvent i com a base aquella substància capaç de cedir l'anió del dissolvent. En aquest sentit, la neutralització és la reacció d'una substància que conté l'anió amb una que conté el catió per donar una sal i una molècula de dissolvent:

També PCl₅ y FeCl₃ son àcids en OPCl₃:

La quantitat de dades que hui en dia són conegudes sobre el comportament de diferents dissolvent és molt important i aquest tipus d'estudis constitueix un capítol fonamental en el desenvolupament de la Química Inorgànica.

Cations hidratats com àcids de Brönsted

És clar que un àcid ha de tenir protons per a poder-los transferir. No obstant això, és fàcil comprovar que les dissolucions aquoses de les sals de nombrosos cations (per exemple, el AlCl₃) són àcides. On són els protons en aquest exemple? La resposta és que els cations referits, en dissolució aquosa, estan hidratats, és a dir, envoltats de molècules d’aigua que queden unides al catió per forces electrostàtiques —ja que l’aigua és una molècula polar— i també, en molts casos, per enllaços covalents. Així, en el nostre cas:

És a dir, l’àcid és el catió hidratat. Per als cations hidratats, la tendència a cedir un protó vindrà donada per la força de repulsió entre espècies amb càrrega positiva, el catió i el protó. Aquesta força s’incrementa en augmentar la càrrega del catió i en disminuir la distància entre catió i protó, d’acord amb la llei de Coulomb. Com les molècules d’aigua estan rodejant el catió, aquesta distància disminueix en fer-ho el seu radi. Per tant, els cations més àcids són aquells que tenen càrrega alta i radi petit (per exemple, el Al³⁺) mentre que els menys àcids són els de càrrega baixa i radi gran (per exemple, el K⁺).