MI PRESENTACIÓN

Teoría ácido-base de Brönsted-Lowry

La teoría fue propuesta por en danés Johannes Nicolaus Brönsted y en británicoThomas Martin Lowry en 1923 y mejoró ampliamente la teoría propuesta por Arrhenius.

La teoría de Brönsted-Lowry describe el comportamiento de ácidos y bases, resaltando el concepto de pH y su importancia en los procesos químicos, biológicos y ambientales debido a que ayuda a entender por que un ácido o base fuerte desplazan a otro ácido o base débil de sus compuestos, contemplando a las reacciones ácido-base como una competencia por los protones.

Un ácido de Brönsted-Lowry se define como cualquier sustancia que tenga la capacidad de perder, o “donar un protón” o hidrogenión [H+].

Una base de Brönsted-Lowry es una sustancia capaz a ganar o “aceptar un protón” o hidrogenión [H+].

Así, bajo el concepto de Brönsted-Lowry, ácido es sinónimo de donador del hidrogenión [H+], mientras que la base significa un aceptor del hidrogenión [H+].

La reacción ácido-base es aquella en la que el ácido transfiere un protón a una base.

El amoníaco recibe un protón del cloruro de hidrógeno y se comporta como una base de Brönsted-Lowry mientras que el cloruro de hidrógeno al donar el protón se comporta como un ácido de Brönsted-Lowry.

Para que una sustancia actúe como un ácido de Brönsted-Lowry es necesario que el hidrógeno esté unido a un átomo más electronegativo que el. De la misma forma, para que una sustancia actúe como base de Brönsted-Lowry es indispensable que tenga un par de electrones no compartidos con el cual pueda establecerse el enlace covalente con el protón.

Par conjugado ácido-base

Brönsted-Lowry muestran la particular importancia de las soluciones acuosas.

Debe existir por lo tanto una sustancia capaz de tomar los protones que otra libera, por lo que se habla de pares ácido – base conjugados.

Anfótero o anfotérico es la capacidad de una molécula que contiene un radical básico y otro ácido, pudiendo actuar de esta manera, según el medio en el que se encuentre, ya sea como ácido, o como base. Los aminoácidos son un claro ejemplo de ello.

Si se trata de una solución acuosa, el agua (que también tiene carácter anfótero); es la que toma o libera los hidrogeniones [H+] reaccionando con el [H+OH-] para formar el ión hidronio [H3O+].

Cuando el agua acepta un protón, actúa como base.

Cuando el agua pierde un protón, actúa como ácido.

También el agua actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella como el amoníaco.

En esta reacción, el Cloruro de Hidrógeno gaseoso es el que trabaja como ácido y el agua como la base, que al unirse forman el ión hidronio [H3O+] que se considera como la hidratación del protón desprendido de la molécula ácida.

Ahora bien, al observar la reacción de forma inversa, se puede reconocer que el ión hidronio H3O+ es el que trabaja como ácido de Brönsted-Lowry, porque al donar el protón el ión cloruro es quien lo acepta (porque trabaja como base de Brönsted-Lowry). Este tipo de combinaciones recibe teóricamente el nombre de par conjugado ácido-base.

En el concepto de Brönsted-Lowry todas las reacciones son de neutralización en la dirección en que son espontáneas, es decir en la dirección que se pasa de ácidos y bases más fuertes a ácidos y bases más débiles.

Este mismo concepto, de ácido y base de Brönsted-Lowry, ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus componentes (de igual manera sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se vislumbran como una competencia por los protones (H+).

En forma de ecuación química, la siguiente reacción:

Al hacer reaccionar el Ácido1 con la Base2; el Ácido1 transfiere un protón a la Base2.

Al perder el protón, el Ácido1 se convierte en su base conjugada, Base1.

Al ganar el protón, la Base2 se convierte en su ácido conjugado, Ácido2.

Esta ecuación, representa “el equilibrio” ya que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:

Los ácidos y bases relacionados entre sí, se dice que son conjugados .

Tabla de ácidos y bases conjugados:

Ácido

HCl

HNO3

H2SO4

HSO4-

H2CO3

CH3 COOH

Base

Cl-

NO3-

HSO4-

SO4-2

HCO3-

CH3 COO-

Ácido

H2O

H3O+

H2S

HS-

NH3

NH4+

Base

O-2

H2O

HS-

S-2

NH2-

NH3

Fuerza de los ácidos y las bases

Los ácidos y las bases se clasifican en fuertes y débiles.

Los ácidos y bases fuertes son aquellos que en concentraciones ordinarias, todas sus moléculas están prácticamente disociadas, y ceden o aceptan su protón con facilidad. Cuando ocurre la reacción química siempre es de forma directa.

Los ácidos y bases débiles tienen constantes de ionización pequeñas de tal manera que cuando se disuelven en concentraciones ordinarias, gran parte de sus moléculas permanecen sin disociar y ceden o aceptan su protón con mucha dificultad. Cuando ocurre la reacción química siempre es de forma reversible.

Ahora bien, cundo un ácido fuerte está disociado por completo, su base conjugada no acepta protones con facilidad y se comporta entonces como una base débil. A la inversa, un ácido débil tendrá una base fuerte que acepte protones con facilidad.

En resumen:

Los pares conjugados ácido-base incluyen parejas ácido fuerte-base débil, y viceversa, base fuerte-ácido débil.

Cuanto más fuerte es un ácido, su base conjugada es más débil.

Las bases o ácidos conjugados, de ácidos o bases fuertes no sufren hidrólisis.

Tanto los ácidos como las bases fuertes reaccionan casi completamente con el agua y los ácidos o bases débiles reaccionan parcialmente con el agua.

Se pueden ordenar los ácidos y las bases débiles de acuerdo a su fuerza, pero los ácidos o bases fuertes no.

Pares conjugados

Ácido fuerte

Base débil

Ácido débil

Base fuerte

Base fuerte

Ácido débil

Base débil

Ácido fuerte

Cuando los ácidos ceden un protón se les llama monopróticos.

Cuando tienen hasta dos protones que ceder se les nombra dipróticos.

Cuando poseen hasta tres protones que puedan ceder se les denomina polipróticos.

Concentración de iones hidronio [H3O+]

En el agua, sucede un fenómeno muy interesante pues aunque no contenga ningún electrolito disuelto, ella misma se comporta como un electrolito muy débil y puede ionizarse.

Dos moléculas de agua interaccionan entre sí produciendo un ión hidronio y un ión hidroxilo.

De esta ecuación se puede formular una expresión para la constante de ionización

Como en soluciones muy diluidas, la concentración del agua se considera constante, es

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