Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted Lowry

La teoría ácido-base de Brønsted-Lowry (o teoría de Bronsted Lowry) identifica ácidos y bases fuertes y débiles en función de si la especie acepta o dona protones o H⁺. De acuerdo con la teoría, un ácido y una base reaccionan entre sí, haciendo que el ácido forme su base conjugada y la base forme su ácido conjugado mediante el intercambio de un protón. La teoría fue propuesta independientemente por Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry en 1923.

En esencia, la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry es una forma general de la teoría de Arrhenius de ácidos y bases. Según la teoría de Arrhenius, un ácido de Arrhenius es aquel que puede aumentar el ion hidrógeno (H⁺) concentración en solución acuosa, mientras que una base de Arrhenius es una especie que puede aumentar el ion hidróxido (OH^-) concentración en agua. La teoría de Arrhenius es limitada porque solo identifica reacciones ácido-base en agua. La teoría de Bronsted-Lowry es una definición más inclusiva, capaz de describir el comportamiento ácido-base en un rango más amplio de condiciones. Independientemente del disolvente, se produce una reacción ácido-base de Bronsted-Lowry siempre que se transfiere un protón de un reactivo al otro.

Pasos Sencillos para Equilibrar Ecuaciones Químicas

Puntos principales de la Teoría de Bronsted Lowry

• Un ácido de Bronsted-Lowry es una especie química capaz de donar un protón o un catión de hidrógeno.
• Una base de Bronsted-Lowry es una especie química capaz de aceptar un protón. En otras palabras, es una especie que tiene un par de electrones solitarios disponibles para unirse a H⁺.
• Después de que un ácido de Bronsted-Lowry dona un protón, forma su base conjugada. El ácido conjugado de una base de Bronsted-Lowry se forma una vez que acepta un protón. El par ácido-base conjugado tiene la misma fórmula molecular que el par ácido-base original, excepto que el ácido tiene una H más⁺ en comparación con la base conjugada.
• Los ácidos y bases fuertes se definen como compuestos que se ionizan completamente en agua o solución acuosa. Los ácidos y bases débiles solo se disocian parcialmente.
• De acuerdo con esta teoría, el agua es anfótera y puede actuar como ácido de Bronsted-Lowry y como base de Bronsted-Lowry.

Ejemplo de Identificación de Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry

A diferencia del ácido y las bases de Arrhenius, los pares de bases de ácidos de Bronsted-Lowry se pueden formar sin una reacción en solución acuosa. Por ejemplo, el amoníaco y el cloruro de hidrógeno pueden reaccionar para formar cloruro de amonio sólido de acuerdo con la siguiente reacción:

NH₃(g) + HCl(g) → NH₄Cl (s)

Tamaño de los elementos de la Tabla Periódica

En esta reacción, el ácido de Bronsted-Lowry es HCl porque dona un hidrógeno (protón) al NH₃, la base Bronsted-Lowry. Porque la reacción no ocurre en agua y porque ninguno de los reactivos formó H⁺ o OH^-, esta no sería una reacción ácido-base de acuerdo con la definición de Arrhenius.

Para la reacción entre ácido clorhídrico y agua, es fácil identificar los pares ácido-base conjugados:

Ácido clorhídrico (aq) + H₂O (l) → H₃O⁺ + Cl^-(aq)

¿Cuál Es el Número Atómico? Definición e Importancia

El ácido clorhídrico es el ácido de Bronsted-Lowry, mientras que el agua es la base de Bronsted-Lowry. La base conjugada para el ácido clorhídrico es el ion cloruro, mientras que el ácido conjugado para el agua es el ion hidronio.

Ácidos y Bases de Lowry-Bronsted Fuertes y Débiles

Cuando se le pide que identifique si una reacción química involucra ácidos o bases fuertes o débiles, es útil observar la flecha entre los reactivos y los productos. Un ácido o base fuerte se disocia completamente en sus iones, sin dejar iones no disociados después de que se completa la reacción. La flecha normalmente apunta de izquierda a derecha.

Por otro lado, los ácidos y bases débiles no se disocian completamente, por lo que la flecha de reacción apunta tanto a la izquierda como a la derecha. Esto indica que se establece un equilibrio dinámico en el que el ácido o base débil y su forma disociada permanecen presentes en la solución.

Un ejemplo es la disociación del ácido acético ácido débil para formar iones hidronio e iones acetato en agua:

CH₃COOH (aq) + H₂O (l ) H H₃O⁺(aq) + CH₃COO^-(aq)

En la práctica, es posible que te pidan que escribas una reacción en lugar de que te la den. Es una buena idea recordar la breve lista de ácidos y bases fuertes. Otras especies capaces de transferir protones son ácidos y bases débiles.

Algunos compuestos pueden actuar como un ácido débil o una base débil, dependiendo de la situación. Un ejemplo es hidrogenofosfato, HPO₄^2-, que puede actuar como un ácido o una base en agua. Cuando son posibles reacciones diferentes, las constantes de equilibrio y el pH se usan para determinar de qué manera procederá la reacción.