Teoría ácido-base de Brønsted-Lowry

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En química, la teoría de Brönsted-Lowry es una teoría ácido-base, propuesta independientemente por el danés Johannes Nicolaus Brønsted y el británico Thomas Martin Lowry en 1923.[1] [2] En este sistema, ácidos de Brønsted y bases de Brønsted se definen, por el cual un ácido es una molécula o ion que es capaz de bajar, o "donar", un hidrógeno catiónico (protón, H+), y una base de una especie con la capacidad para ganar, o "aceptar", un catión de hidrógeno (protones).

el agua esta diluida convertida en azucares neutralizados con arremos y pis Una molécula H2O actúa como base y gana un protón H+ y se convierte en H3O+; la otra molécula H2O actúa como ácido y pierde un protón H+ para convetirse en OH-.

Propiedades de los ácidos y las bases[editar]

De esto se deduce que, si un compuesto se comporta como un ácido, para donar un protón, debe existir una base para aceptar el protón. Así, el concepto de Brønsted-Lowry puede ser definido por la reacción:

ácido + base está en equilibrio con base conjugada + ácido conjugado.

La base conjugada es el ion o molécula que queda después de que el ácido ha perdido un protón, y el ácido conjugado es la especie creados cuando la base acepta el protón. La reacción puede proceder en cualquier dirección hacia la derecha o la izquierda, en cada caso, el ácido dona un protón a la base.

El agua es anfótero y puede actuar como un ácido o como una base. En la reacción entre el ácido acético, CH3CO2H, y el agua, H2O, el agua actúa como una base.

CH3COOH + H2O está en equilibrio con CH3COO + H3O+

El ion acetato, CH3CO2-, es la base conjugada del ácido acético y el ion hidronio, H3O+, es el ácido conjugado de la base, el agua.

El agua también puede actuar como un ácido, por ejemplo, cuando reacciona con el amoníaco. La ecuación dada para esta reacción es:

H2O + NH3 está en equilibrio con OH + NH4+

en la que H 2 O dona un protón NH 3 . El hidróxido de iones es la base conjugada del agua que actúa como un ácido y el ion amonio es el ácido conjugado de la base, el amoníaco.

Un ácido fuerte, tal como ácido clorhídrico, se disocia completamente. Un ácido débil, tal como ácido acético, puede disociarse parcialmente, la constante de disociación del ácido, pKa, es una medida cuantitativa de la fuerza del ácido.

Una amplia gama de compuestos se pueden clasificar en el marco de Brönsted-Lowry: ácidos minerales y derivados tales como sulfonatos , fosfonatos , etc, ácidos carboxílicos, aminas, ácidos de carbono, 1,3-dicetonas tales como la acetilacetona, el acetoacetato de etilo, y el ácido de Meldrum, y muchos más.

Una base de Lewis, que se define como un donante de par de electrones, puede actuar como una base de Bronsted-Lowry ya que el par de electrones pueden ser donados a un protón. Esto significa que el concepto de Brönsted-Lowry no se limita a las soluciones acuosas. Cualquier donante disolvente S puede actuar como un aceptor de protones.

AH + S: está en equilibrio con A + SH+

Los disolventes típicos donantes utilizados en la química ácido-base, tales como sulfóxido de dimetilo o amoniaco líquido tienen un átomo de oxígeno o nitrógeno con un par solitario de electrones que se pueden utilizar para formar un enlace con un protón.

Acidez de Brønsted de algunos ácidos de Lewis[editar]

Algunos ácidos de Lewis , que se define como aceptores de pares de electrones, también actúan como ácidos de Bronsted-Lowry. Por ejemplo, el ion de aluminio, Al 3 + puede aceptar pares de electrones de las moléculas de agua, como en la reacción

Al3+ + 6H2O → 2O)63+

El ion aqua formado es un débil ácido Brønsted-Lowry.

Al(H2O)63+ + H2O está en equilibrio con Al(H2O)5OH2+ + H3O+ .....Ka = 1.2 × 10−5[3]

La reacción global se describe como hidrólisis ácida del ion aluminio.

Sin embargo no todos los ácidos de Lewis generar acidez Brønsted-Lowry. El ion magnesio reacciona de manera similar como un ácido de Lewis con seis moléculas de agua

Mg2+ + 6H2O → Mg(H2O)62+

pero muy pocos protones aquí se intercambian ya que la acidez de Brönsted-Lowry del ion aqua es insignificante (Ka = 3.0 × 10-12).[3]

El ácido bórico también sirve de ejemplo de la utilidad del concepto de Brönsted-Lowry para un ácido que no se disocia, pero que efectivamente donar un protón a la base, el agua. La reacción es

B(OH)3 + 2H2O está en equilibrio con B(OH)4 + H3O+

Aquí ácido bórico actúa como un ácido de Lewis y acepta un par de electrones desde el oxígeno de una molécula de agua. La molécula de agua en vez dona un protón a una molécula de agua segunda y, por lo tanto, actúa como un ácido de Brønsted. lo que supongo no esta bien escrito

Referencias[editar]

  1. R.H. Petrucci, W.S. Harwood, and F.G. Herring, General Chemistry (8th edn, Prentice-Hall 2002), p.666
  2. G.L. Miessler and D.A. Tarr, Inorganic Chemistry (2nd edn, Prentice-Hall 1998), p.154
  3. a b K.W. Whitten, K.D. Gailey and R.E. Davis, "General Chemistry" (4th edn., Saunders College Publishing 1992) p.750