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Enviado por Salma Perez • 27 de Febrero de 2021 • Tareas • 938 Palabras (4 Páginas) • 121 Visitas
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TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
Química analítica
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Salma Guadalupe Pérez Sánchez
Unidad 2
Pedro José Montañez Y Jure
8 DE OCTUBRE DE 2020
Introducción
En la siguiente investigación, se hablara de una de las tantas teorías que existe sobre los ácidos y las bases, la teoría de Johannes N. Bronsted y Thomas Lowry, que propusieron una teoría una, mejorando así la teoría que había propuesto Arrhenius. Se explica cómo definieron cada uno de los términos, se explica por separado cada uno y se dan pequeños ejemplos para entender de mejor manera cada término.
Teoría Ácido-Base De Bronsted-Lowry
La teoría fue propuesta por el danés Johannes N. Bronsted y el británico Thomas M. Lowry en 1923 y mejoro ampliamente la teoría propuesta por Arrhenius, quien definió a los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrogeno, y que disueltas n agua producían una concentración de protones (H+) y a las bases como sustancias que disueltas en agua producían un exceso de iones hidroxilo (OH-).
La teoría de Bronsted-Lowry describe el comportamiento de ácidos y bases, resaltando el concepto de pH y contemplando a las reacciones ácido-base como una competencia por los protones.
Esta teoría explica de modo natural, al contrario que Arrhenius, el comportamiento básico del amoniaco.
NH3+H2O⇌NH+4+OH−
El agua actúa como ácido cediendo un protón al amoniaco, que a su vez actúa como base. El agua se convierte en su base conjugada; el ion hidróxido. Mientras que el amoniaco se convirte en su ácido conjugado; el ion amonio.
Esta transferencia de protones entre el agua y el amoniaco libera iones hidróxido al medio, responsables de la basicidad de la disolución. Dado que el amoniaco es una base débil, la reacción no está totalmente desplazada hacia los productos, representándose el equilibrio mediante una doble flecha. Los equilibrios de ácidos y bases débiles se describen mediante una constante de equilibrio, llamada constante de acidez o basicidad.
Kb=[NH+4][OH−][NH3]
El agua actúa como disolvente, no variando su concentración durante el proceso de disociación de la base y no se incluye en la constante de equilibrio. Si consideramos la disociación del ácido acético en agua, tenemos:
AcOH+H2O⇌AcO−+H3O+
La constante de ionización del ácido viene dada por:
Ka=[AcO−][H3O+][AcOH]
En el caso de los ácidos fuertes, como el HCl, la disociación es tan importante que presentan una constante de equilibrio muy elevada (del orden de 106), lo que permite tratar la disociación de este tipo de ácidos como completa. Este hecho lo indicamos escribiendo la ecuación de ionización con una sola flecha.
HCl→H++Cl−
Un ácido de Bronsted-Lowry se define como cualquier sustancia que tenga la capacidad de perder o donar un protón, es cualquier especie capaz de donar un protón, H+. Una base de Bronsted-Lowry es una sustancia capaz de ganar o aceptar un protón, es cualquier especie capaz de aceptar un protón, lo que requiere un par solitario de electrones para enlazarse a H+.
Por lo tanto, bajo el concepto de Bronsted-Lowry, acido es sinónimo de donar protones, mientras que la base significa aceptar protones.
El concepto de ácido y base de Bronsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (lo mismo ocurre entre una base fuerte y otra débil).
Los ácidos y bases fuertes se ionizan totalmente en solución acuosa, mientras que los ácidos y las bases débiles solo se ionizan parcialmente.
Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2):
Ácido (1) | + | Base (2) | ↔ | Ácido (2) | + | Base (1) |
Se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. El HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio (H3O+):
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