1. Oltre i confini di Arrhenius
Nel 1923, il chimico danese Johannes Nicolaus Brønsted e l'inglese Thomas Martin Lowry proposero indipendentemente una nuova definizione di acidi e basi. Questa teoria superò i limiti del modello di Arrhenius, estendendo il concetto di acidità e basicità anche a solventi diversi dall'acqua e giustificando il comportamento di sostanze prive del gruppo ossidrile ($\text{OH}^-$), come l'ammoniaca.
2. La definizione: Acidi e Basi come scambio di protoni
Nel modello di Brønsted-Lowry l'attenzione si sposta sul trasferimento di un protone ($\text{H}^+$):
- Acido: Qualsiasi specie chimica (molecola o ione) capace di donare un protone ($\text{H}^+$).
- Base: Qualsiasi specie chimica capace di accettare un protone ($\text{H}^+$).
Una reazione acido-base non è altro che una reazione di neutralizzazione o trasferimento protonico, che avviene unicamente se sono presenti contemporaneamente un donatore (acido) e un accettore (base).
3. Le coppie acido-base coniugate
Quando un acido dona il suo protone, si trasforma in una specie capace di riacquistarlo: questa nuova specie è detta base coniugata dell'acido di partenza. Analogamente, una base che accetta un protone si trasforma nel suo acido coniugato.
Si forma così una coppia acido-base coniugata, ossia due specie chimiche che differiscono per un singolo protone ($\text{H}^+$).
- L'acqua ($\text{H}_2\text{O}$) si comporta da acido donando un protone e trasformandosi nella base coniugata $\text{OH}^-$.
- L'ammoniaca ($\text{NH}_3$) si comporta da base accettando il protone e trasformandosi nell'acido coniugato ioni ammonio ($\text{NH}_4^+$).
4. Le sostanze anfotere
Un aspetto rivoluzionario della teoria di Brønsted-Lowry è la classificazione di alcune sostanze come anfotere (o anfiprotiche). Queste molecole o ioni possono comportarsi sia da acidi sia da basi a seconda della sostanza con cui reagiscono.
L'esempio più lampante è proprio l'acqua ($\text{H}_2\text{O}$):
- In presenza di un acido forte, l'acqua agisce da base accettando un protone (formando lo ione idronio $\text{H}_3\text{O}^+$).
- In presenza di una base come l'ammoniaca, l'acqua agisce da acido donando un protone (formando lo ione ossidrile $\text{OH}^-$).
| Specie Chimica | Ruolo in Brønsted-Lowry | Esempio Tipico |
|---|---|---|
| Acido | Donatore di protoni ($\text{H}^+$) | $\text{HCl}$, $\text{CH}_3\text{COOH}$, $\text{H}_2\text{O}$ |
| Base | Accettore di protoni ($\text{H}^+$) | $\text{NH}_3$, $\text{OH}^-$, $\text{H}_2\text{O}$ |
| Sostanza Anfotera | Può agire sia da acido che da base | $\text{H}_2\text{O}$, $\text{HCO}_3^-$ |
5. Forza degli acidi e delle basi coniugate
Esiste una relazione inversa fondamentale tra la forza di un acido o di una base e quella dei loro coniugati:
- Più un acido è forte nel donare protoni, più la sua base coniugata sarà debole e incapace di trattenerli.
- Più un acido è debole, più la sua base coniugata sarà forte nell'attrarre protoni.
💡 Vantaggio chiave del modello
Grazie a Brønsted-Lowry possiamo descrivere l'acidità anche in assenza di acqua (ad esempio in fase gassosa, come nella reazione tra ammoniaca e acido cloridrico gassoso che forma cloruro di ammonio solido), superando definitivamente il vincolo della soluzione acquosa imposto da Arrhenius.