TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY

En 1973, se postuló una teoría más satisfactoria acerca de los ácidos y las bases. Debe su nombre a que fue formulada de manera simultánea por el químico danés Johannes Nicolaus Brönsted y el químico británico Thomas Lowry.

La teoría de Brönsted-Lowry establece que:

los ácidos son sustancias que pueden ceder protones. Las bases son sustancias capaces de aceptar los

protones.

En esta teoría aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, el medio de reacción no debe ser acuoso necesariamente; además postula que una base puede contener o no iones (OH-), con ello, el concepto se extiende a varios compuestos que se comparten como bases (por ejemplo, el NH3)

CLASIFICACIÓN POR SU CONDUCTIVIDAD: FUERTES Y

DÉBILES. Ácido fuerte: Sustancia que en solución acuosa pierde fácilmente su protón. Ácido débil: Sustancia que en solución acuosa pierde con dificultad su protón, no se disocia fácilmente. Base fuerte: Aquella que en solución acuosa se disocia fácilmente.     Base débil: Aquella que en solución acuosa no se disocia fácilmente.

Diferencias

Ácidos Bases

Ácidos fuertes

Ácidos débiles

Bases

fuertes Bases

débiles

Se disocian en un 100%

Tienen alto grado de disociación

Se disocian parcialmente

Tienen un bajo grado de disociación

Ejemplos: Ácido clorhídrico (HCl)Ácido Yodhídrico (Hl)

Ejemplos:Ácido Fluorhídrico (HF)

Ácido Cianhídrico (HCN)

Ejemplos: Hidróxido de Sodio

(NaOH)Hidróxido de Potasio

(KOH)

Ejemplos: Amoniaco (NH3)Hidróxido de Oro

(AuOH)

Teoría Brönsted-Lowry

Ácido Toda sustancia capaz de ceder protones (H+)

Base Toda sustancia capaz de captar protones (OH-)

Neutralización

Transferencia de un protón desde un ácido a una base, de modo que se forman pares de ácido-base conjugadas.

Características

Es aplicable a cualquier disolvente Justifica el carácter básico de sustancias como amoniaco, carbonatos, etc.Es aplicable a iones , además a sustancias neutras.No justifica el carácter ácido de sustancias que no tienen problemas (como Al, Cl3 o BF3).

PAR CONJUGADO ÁCIDO-BASE

 

El concepto de ácido y base de la teoría de Brönsted-Lowry ayuda a entender las reacciones ácido-base en términos de una “competencia” por los protones. La ecuación química se muestra así:

Ácido1 + Base 2 Ácido2 + Base1

La reacción del Ácido1, con la Base2 se produce al transferir un protón del primero a la segunda. Al perder un protón, el Ácido1, se convierte en lo que se conoce como su base conjugada, es decir, en la Base1.

Ácido1 Base1 + H+ (base conjugada)

De forma similar, al ganar el protón, la Base2 se transforma en su correspondiente ácido conjugado o Ácido 2.

Base2 + H+ Ácido2 (ácido conjugado)

Ejemplo:

La ecuación química que describe este proceso constituye un equilibrio químico que puede desplazarse hacia reactivos o productos. La reacción más favorecida siempre ocurrirá en la dirección en la que el ácido y la base más fuertes reaccionan para generar la base y el ácido más débiles.

Ejemplo: HBr + KOH KBr + H2O

El ácido bromhídrico ( HBr) es un ácido más fuerte que el agua (H2O) y el hidróxido de potasio (KOH) es una base más fuerte que el bromuro de potasio (KBr), por esta razón, el equilibrio de reacción se encuentra totalmente desplazado hacia la generación de los productos. Una de las grandes ventajas de la teoría de Brönsted-Lowry fue que permitía explicar el comportamiento anfótero del agua.

De este modo, el agua se comporta como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como el HBr), esto es, un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua. De forma similar, el agua actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el KOH).

Este comportamiento de la molécula de agua se representa con la siguiente ecuación química:

2H2O → H3O+ + OH-

Sin embargo, el agua no se disocia por completo, por lo que la ecuación anterior puede expresarse como el equilibrio con una constante de equilibrio asociada al proceso. A 25°C, dicha ecuación se representa :

A la constante de equilibrio Kw se le conoce como producto iónico del agua debido a que corresponde al producto de las concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una temperatura especifica. De manera experimental, se ha determinado que en el agua pura a 25°C, el valor de Kw es de 1x10  M , donde M=______

2-14 Mol

l

2

2

Dado que al equilibrio la concentración de los iones es la misma , entonces:

Pero el equilibrio [H+]= [OH-], por lo tanto:

Y dado que [H+]= [OH-0] al equilibrio, entonces:Si esa igualdad se cumple se dice que la disolución es neutra. En tanto si la disolución es acida, existe una mayor concentración de iones H+, por lo que [H+]> [OH-] si, por lo contrario, la disolución es básica, existe un exceso de iones de hidroxilo, por lo que [H+] < [OH-].