Teorie di Arrhenius, Brönsted-Lowry e Lewis

Grandi Guys, in questo paragrafo del corso di chimica vediamo insieme le teorie di Arrhenius, Brönsted-Lowry e Lewis.

Benvenuta/o alle prime lezioni di questo corso di chimica.

Ti chiedo di avere un po’ di pazienza…si tratta delle prime lezioni realizzate e quindi, in alcuni casi, potresti trovare qualche “difetto” tecnico…ma vedrai che nei prossimi capitoli troverai tutto decisamente migliorato.

Ora iniziamo subito con l’argomento del paragrafo!

Teoria di Arrhenius

Una delle prime teorie sugli acidi e le basi fu formulata nel 1884 dal chimico svedese Svante Arrhenius.

Secondo tale teoria: 

acidi sono sostanze che il soluzione acquosa liberano ioni H+ (ioni idrogeno);

basi sono sostanze che in soluzione acquosa liberano ioni OH- (ioni idrossido o ioni ossidrile)

Quindi, secondo la teoria di Arrhenius, sono acidi HCl, HNO3, CH3COOH, dato che, in acqua si dissociano nei seguenti modi:

HCl → H+ + Cl-

HNO3 → H+ + NO3-

CH3COOH → CH3COO- + H+

 

e sono basi, per esempio NaOH e KOH dato che, in acqua, si dissociano nei modi seguenti:

NaOH → Na+ + OH-

KOH → K+ + OH-

Limiti della teoria di Arrhenius

Alla teoria di Arrhenius si possono però muovere degli appunti: l’attribuzione di una sostanza alla categoria degli acidi, o delle basi, è subordinata al fatto di usare come solvente l’acqua. 

Non si può parlare di acido o di base in un solvente diverso dall’acqua, o addirittura in assenza di solvente.

Condizione necessaria affinché una sostanza possa essere definita acida (o basica) è che essa possieda atomi di idrogeno (o gruppi ossidrile); l’ammoniaca(NH3), per esempio, si comporta come una base, però, secondo Arrhenius, non può essere considerata tale perché non possiede gruppi ossidrile.

 

La teoria di Arrhenius sugli acidi e le basi, anche se di grande importanza per le soluzioni acquose, si rilevò carente quando si volle dare una definizione generalizzata di questi composti. 

D’altra parte, tale teoria già considerava scarsamente il fatto che esistono sostanze prive nella loro formula di H+ e OH- e che tuttavia, quando vengono sciolte in acqua, danno reazione acida o basica. 

Questa caratteristica fu spiegata pensando che esse dovevano reagire con l’acqua provocando la liberazione di ioni H+ o OH-provenienti da quest’ultima.

Teoria di Bronsted e Lowry 

Lo scienziato danese J. N. Bronsted e l’inglese T. M. Lowry nel 1923, indipendentemente l’uno dall’altro, proposero una teoria sul comportamento degli acidi e delle basi, che teneva conto del traferimento dei protoni H+.

Essi definirono:

  • acido una sostanza capace di cedere ioni H+ (protoni)
  • base una sostanza capace di acquistare ioni H+ (protoni)

Secondo la teoria di Bronsted e Lowry, l’acido può donare il protone solo in presenza di una base che lo accetti. Pertanto non esistono acidi e basi come tali, ma solo coppie di acidi e basi che in soluzione acquosa danno luogo a una reazione: la reazione acido-base. 

La reazione tra NH3 e H2O è una reazione acido-base in quanto l’acido (acqua) cede un protone alla base (ammoniaca, NH3) formando lo ione ammonio NH4+ e lo ione ossidrile OH-.

teoria di bronsted e lowry

Se, però, prendiamo in considerazione la reazione inversa:

teoria di bronsted lowry

ne deduciamo che in questo caso è lo ione ammonio NH4+ che si comporta da acido in quanto cede un protone H+ allo ione OH-che si comporta invece da base. Pertanto, la reazione acido-base è una reazione di equilibrio che può essere così rappresentata:

bronsted e lowry

Il primo membro dell’equazione contiene una specie che si comporta da base (NH3) e una che si comporta da acido (acqua), mentre il secondo membro contiene l’acido e la base che si sono formati e che vengono denominati rispettivamente acido coniugato (NH4+) e base coniugata (OH-).

Pertanto:

NH4+ è l’acido coniugato della base NH3

mentre:

OH- è la base coniugata dell’acido H2O

Generalizzando, se si indica con :B una generica base e con HA un generico acido, l’equilibrio della reazione acido-base può essere così schematizzato:

reazione acido base

dove:

BH+ è l’acido coniugato della base :B

mentre:

:A- è la base coniugata dell’acido HA

equilibrio acido base

La teoria di Lewis, proposta nel 1923 dal chimico americano G. Lewis, rappresenta una ulteriore estensione del concetto di acido-base rispetto alla teoria di Bronsted-Lowry. 

Teoria di Lewis 

Secondo la teoria di Lewis si definisce:

– acido qualsiasi sostanza in grado di accettare una coppia di elettroni 

– base qualsiasi sostanza in grado di cedere una coppia di elettroni 

La reazione tra una base di Lewis (:B) e un acido di Lewis (A) forma un addotto o complesso (B:A)

teoria di lewis

ovvero:

teoria di lewis

La reazione tra un acido e una base di Lewis viene rappresentata con frecce curve che partono dal doppietto elettronico della base e giungono all’orbitale vuoto dell’acido. 

Per esempio, la reazione

teoria di lewis

viene rappresentata in questo modo:

acidi e basi dilewis

ovvero:

hcl reagisce con h2o

mentre la reazione

acidi e basi e teoria di lewis

viene rappresentata in questo modo:

basi e acidi di lewis

ovvero:

reazione tra nh3 e un protone

Le basi di Bronsted rientrano per definizione fra le basi di Lewis: infatti la specie chimica che addiziona un protone, e che perciò è una base secondo Bronsted, lo fa appunto legandolo per mezzo di una coppia di elettroni (lone pair) e quindi è anche una base di Lewis. 

Come rappresentato nella figura precedente, questo comportamento è mostrato ad esempio dall’ammoniaca che lega un protone coordinandolo e formando lo ione ammonio NH4+.

Meno immediatamente si inquadrano gli acidi di Bronsted fra gli acidi di Lewis. Infatti HCl, H2SO4, CH3COOH sono molecole sature di elettroni che non hanno la possibilità di accettare una coppia di elettroni e quindi non dovrebbero rientrare fra gli acidi di Lewis; essi possono però fornire protoni, e poiché il protone H+ è un acido di Lewis, perché può accettare una coppia di elettroni, così gli acidi di Bronsted possono farsi rientrare indirettamente fra gli acidi di Lewis.

 

Bene, ora che abbiamo visto gli argomenti del paragrafo tocca a te!

Sei pronto per entrare nel mondo di acidi e basi con questo corso di chimica? Bene, allora togli ogni distrazione, spegni il cellulare e riguarda i video più volte finchè tutto non sarà chiaro.

Qui hai tutto quello che ti serve per iniziare bene il tuo percorso nel mondo della chimica e andare a the next level più velocemente.

Ora non perdere altro tempo e guarda questa lezione fondamentale.

Al tuo successo.

Un abbraccio,

Jessica

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Mega riassunto teorie di Arrhenius, Brönsted-Lowry e Lewis
11 minuti

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iscritti: 79 studenti
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livello: scuole superiori