Reacţia acid-bază. Teoria Bronsted-Lowry.  Reacția amoniacului (NH3) cu acidul clorhidric (HCl).

Acid: o substanță care donează un proton (H⁺).
Bază: o substanță care primește un proton (H⁺).
     Caracteristici principale
• Nu depinde de apă – această teorie e valabilă și în medii neapoase.
• Arată cum are loc transferul protonilor între substanțe.
• Evidențiază formarea perechilor acid–bază conjugate.
Exemplu clasic: Reacția dintre amoniac și apă
NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH⁻ 

     Explicație:
• NH₃ e bază – acceptă un proton (H⁺) de la H₂O.
• H₂O e acid – donează un proton.

     Formarea perechilor conjugate:
• NH₄⁺ e acidul conjugat al bazei NH₃.
• OH⁻ e baza conjugată a acidului H₂O.

Acidul este donator de protoni, baza e acceptor de protoni.

Johannes Nicolaus Brønsted, fotografie de Peter Elfelt. Thomas Martin Lowry. Fotografie anonimă, 1910.

Teoria Brønsted-Lowry

     Reacțiile acid–bază:
• Sunt reacții în care un acid donează un ion H⁺ (proton), iar o bază îl acceptă.
• Se numesc și reacții de neutralizare.

     Descriere pe etape
     Etapa 1: Identificarea acidului și a bazei
• Acidul: donator de protoni (H⁺)
• Baza: acceptor de protoni (H⁺)
     Etapa 2: Scrierea reacției generale
Acid+Baza˘→Sare+Apa˘ (daca˘ e cazul)
    Etapa 3: Desfășurarea reacției
• Acidul cedează un proton (H⁺).
• Baza acceptă acest proton, formându-se un compus neutru (apă) sau o sare.
     Etapa 4: Scrierea ecuației ionice (dacă sunt săruri și acizi/baze tari)
• Se descompun în ioni substanțele puternic disociate.
     Exemplu concret: Reacția HCl cu NaOH
Identificarea:
• HCl – acid (donează H⁺)
• NaOH – bază (acceptă H⁺)
Scrierea reacției:
HCl+NaOH→NaCl+H2O 
Ecuația ionică completă:
H⁺+Cl−+Na⁺+OH−→Na⁺+Cl−+H2O 
Ecuația ionică netă:
H⁺+OH−→H2O 
Caracteristici ale reacțiilor acid–bază
• Reacții rapide.
• Se degajă căldură (exotermice).
• Au loc în soluție apoasă, în majoritatea cazurilor.

Reacțiile acid–bază sunt reacții de neutralizare între un donator și un acceptor de protoni.