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Teoría de Lowry y Brönsted. Par ácido-base conjugado

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Teoría de Lowry y Brönsted. Par ácido-base conjugado

En 1923 el químico danés Johannes Niclaus Brönsted (1879-1947) y el químico inglés Thomas Martin Lowry (1874-1936) propusieron de forma independiente y simultánea un definición de ácidos y base más amplia que la propuesta por el químico sueco Svante August Arrhenius (1859-1927), aplicable incluso a los disolventes no acuosos:

Según Brönsted-Lowry:

 Ácido es una sustancia química (molécula o ión) capaz de ceder un protón a otra .i.e transferir un protón (ión H^+ ) a otra sustancia.
 Base es una especie química capaz de aceptar un protón procedente de otra.

Así de manera simplificada según la teoría de Brönsted-Lowry, los ácidos son pues donadores de protones y las bases aceptores de protones, y una reacción ácido-base es un proceso de transferencia de protones.

  HA  + B   \rightleftharpoons  BH^+  + A^-  

Donde:

 HA actúa como donador de protones (ácido)  H^+ , y  B actúa como base al aceptar protones. Pero las especies químicas  BH^+ y  A^- son así mismos ácidos y bases. Así la especia  BH^+ producida cuando la base  B acepta un protón de la especie AH puede así mismo donar un protón a la especie <math< A^- </math> indicando con ello que es un ácido Brönsted-Lowry. De igual manera la especie  A^- producida cuando la especie  AH pierde un protón puede por si misma aceptar de nuevo de la especie  BH^+ , significando que ahora es una base Brönsted-Lowry.

Especies químicas cuyas formulas difieren solo por un protón se dice que son pares ácido-base conjugados. Así  A^- es la base conjugada del ácido  HA , mientras que  HA es el ácido conjugado de la base  A^- .

  HA   \rightleftharpoons  H^+  + A^-  

De igual manera  B es la base conjugada del ácido  BH^+ y  BH^+ es el ácido conjugado de la base B .

  B + H^+  \rightleftharpoons  BH^+  

Por lo tanto, podemos considerar la existencia de dos pares ácido-base conjugados:

 AH/A^+ y BH^+ / B

Entre otros muchos fenómenos químicos esta teoría puede explicar la basicidad del amoniaco  NH_3 o el carbonato cálcio  CaCO_3 al entrar en contacto con el agua, explicación que no podía ofrecer la teoría de ácidos y bases de Arrhenius.

El amoniaco  NH_3 , al disolverse en agua  H_2O , le sustrae un protón a ésta, i.e. acepta un protón del solvente el cual actúa como un ácido, que se convierte en ión hidróxido (la base conjugada del agua), mientras que el amoniaco se convierte en ión amonio  NH_4^+ (el ácido conjugado de  NH_3 :

 NH_3 + H_2O  --> NH_4^+ + OH^- [1]

Y el ión hidróxido producido OH^- da el carácter básico a la disolución resultante.

Los pares ácidos/base Brönsted-Lowry de esta reacción son  NH_4^+ / NH_3 y  H_2O/OH^-

De igual manera ocurre con el ión carbonato:

 CO_3^{2+} + H_2O ---> HCO_3^- + OH^-  [2]

En las reacciones [1] y [2] el agua H_2O ha actuado como un ácido pues ha cedido un protón. Pero el agúa también puede funcionar como base, por ejemplo en la disolución del ácido clorhídrico

 HCl + H_2O --> Cl^- + H_3O^+

El ión  H_3O^+ tiene el nombre sistemático de oxonio y en su forma solvatada (hidratada)  H_3O^+ (aq) recibe el nombre de hidronio. En la práctica corriente se suele escribir en la primera forma y nombrarlo como hidronios. Incluso de manera simplificada en muchas ecuaciones se escribe como  H^+

Las sustancias químicas que pueden actuar ya sea como base ya sea como ácido, recibe el nombre de anfiprótica. El la teoría de Arrhenius esas sustancias se denominaban anfóteras

Por ejemplo:

En la disolución del ácido acético en agua aparecen los siguientes pares conjugados

 CH_3-COOH + H_2O \rightleftharpoons CH_3-COO^- + H_3O^+

 Acido 1: CH_3-COOH /Base 1: CH_3-COO^-

 Acido 2: H_2O / Base 2: H_3O^+

   
 
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