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la la théorie de Bronsted-Lowry est une théorie sur réactions acide-base formulé dans 1923 de Johannes Nicolaus Brønsted et Thomas Martin Lowry.

Bronsted et Lowry Selon, un acide est un espèces chimiques capable de donner un ion H+ à une autre espèce chimique; De même, une base est une espèce chimique capable d'accepter un ion H+ par une autre espèce chimique.

Définition des acides et des bases

la théorie acide-base Brønsted-Lowry
la théorie acide-base Brønsted-Lowry
Johannes Nicolaus Brønsted et Thomas Martin Lowry ont été les premiers à proposer que les acides sont des donneurs de protons (H+) Tandis que les bases sont des accepteurs de protons.

en la théorie d'Arrhenius Les acides sont définis comme des substances qui, dissous dans l'eau, dégagent des ions H+ (ions hydrogène). Les notions de base, cependant, sont des substances qui, solution aqueuse, libres ions OH- (ions hydroxyde).[1]

En 1923, le chimiste danois Johannes Nicolaus Brønsted et en anglais Thomas Martin Lowry Ils ont élaboré indépendamment les uns des autres une théorie plus générale, qui porte encore leur nom.[2][3][4] Dans la théorie de Bronsted-Lowry, acides et bases sont définis selon la façon dont ils réagissent avec l'autre. La définition est proposée sous forme de formule:

acide-base + Il est en équilibre avec base conjuguée + acide conjugué.

Dans le cas d'un acide générique HA, l'équation peut être écrite comme:

HA + B Il est en équilibre avec A- + HB+

La réaction présente une double flèche qui indique une situation de équilibre chimique. L'acide, HA, peut donner un proton et converti en la base conjuguée correspondante, A-. De même, la base, B, acceptant le proton est transformé en son acide conjugué, HB+.

exemple

la théorie acide-base Brønsted-Lowry
L'acide acétique (a acide faible) Protona l'eau, renvoyer un ion hydronium et un ion acétate.

Soit la réaction acide-base de ce qui suit:

CH3COOH + H2OIl est en équilibre avecCH3COO + H3O +

L'acide acétique, CH3COOH, il se comporte comme l'acide, car elle transfère un proton à l'eau (H2O) et est converti en sa base conjuguée, l'ion acétate (CH3COO-). De même, H2O est une base car il accepte le proton du CH3COOH et se transforme en son acide conjugué, l'ion hydronium (H3OU+).[5]

Rappelons que l'inverse d'une réaction acide-base est une réaction acide-base. A titre d'exemple, considérons l'exemple mentionné ci-dessus réaction inverse, où la base est l'ion acétate, tandis que l'acide est l'ion hydronium:

CH3COO- + H3OU+Il est en équilibre avec CH3COOH + H2OU

substances anfiprotiche

la théorie acide-base Brønsted-Lowry
La nature de l'eau anfiprotica

Le point fixe de cette théorie est qu'une substance se comporte comme l'acide seulement quand il est en présence d'une substance capable d'agir comme une base envers lui et vice-versa. La définition de Bronsted et Lowry introduit donc le concept de complémentarité entre l'acide et une base, étant donné qu'une substance a besoin de la présence de l'autre pour exprimer leur comportement acide ou basique.

Il y a, cependant, certaines espèces chimiques qui sont capables à la fois d'accepter que donner des protons, et peuvent ensuite être classés comme acide ou comme base: dans ces cas, il est appelé anfiprotiche substances, amphotère, ou même l'ampholyte. Dans la partie de l'image dans une réaction où est représentée une molécule de H2O se comporte comme une base en acceptant un H+ et la conversion en H3OU+, tandis que les autres espèces agit comme un acide, en donnant un H+ et transformé en OH-.

Une autre espèce chimique anfiprotica est l 'l'hydroxyde d'aluminium, Al (OH)3.

Al (OH)3 + Ohio- Il est en équilibre avec Al (OH)4- , acide comportant
3H+ + Al (OH)3 Il est en équilibre avec 3H2O + Al3+(Aq), agissant en tant que base

notes

  1. ^ Richard Myers, Les bases de la chimie, Greenwood Publishing Group, 2003, p. 157-161, ISBN 978-0-313-31664-7.
  2. ^ William Masterton, Cecile Hurley; Edward Neth, Chimie: Principes et réactions, Cengage Learning, 2011, p. 433, ISBN 1-133-38694-6.
  3. ^ Darrell et Ebbing Steven D. Gammon, Chimie générale, Enhanced Edition, Cengage Learning, 2010, p. 644-645, ISBN 0-538-49752-1.
  4. ^ Kenneth Whitten, Raymond Davis; Larry Peck; George Stanley, chimie, Cengage Learning, 2013, p. 350, ISBN 1-133-61066-8.
  5. ^ Graham Patrick, Remarques instantanées en chimie organique, Taylor Francis, 2012, p. 76, ISBN 978-1-135-32125-3.

Articles connexes

  • La réaction acido-basique
  • protonation

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