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]

Según esta teoría, los ácidos son sustancias capaces de donar un protón (H+), mientras que las bases son capaces de aceptarlos.


El agua puede actuar como ácido o como base: 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]

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 formada de la base al aceptar el protón. La reacción puede proceder en cualquier dirección hacia la derecha o la izquierda, según el equilibrio químico. En cada caso, el ácido dona un protón a la base y el ácido conjugado lo hace a la base conjugada.

El agua es anfótera y puede actuar como un ácido o como 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. El ion hidronio, H3O+, es el ácido conjugado de el agua.

El agua también puede actuar como un ácido frente a especies básicas. Un ejemplo es el amoniaco:

H2O + NH3 está en equilibrio con OH- + NH4+

El agua, ácido, se convierte en el ion hidróxido, su base conjugada. El amoniaco se convierte en amonio, su ácido conjugado.

Se considera que los ácidos fuertes se disocian completamente. Por otro lado, los ácidos débiles se disocian de forma parcial. La constante de disociación ácida, Ka, mide el grado de disociación.

La definición de Brønsted–Lowry es más amplia que la de Arrhenius, lo cual le permite clasificar más sustancias: compuestos orgánicos del tipo carboxílico, aminas, y compuestos inorgánicos, como son ácidos inorgánicos, sales ácidas, etc.

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 dimetilsulfóxido 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+ + 6 H2O → Al(H2O)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 generan acidez Brønsted-Lowry. El ion magnesio reacciona de manera similar a un ácido de Lewis con seis moléculas de agua

Mg2+ + 6 H2O → 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 dona un protón a la base, el agua. La reacción es

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

Aquí el 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 a su vez dona un protón a una segunda molécula de agua y, por lo tanto, actúa como un ácido de Brønsted.

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