1.2 Teoría de Brönsted- Lowry

2. Equilibrios de disociación de ácidos y bases

3. Equilibrio iónico del agua

4. Concepto, escala y medida del pH

5. Indicadores

6. El pH de disoluciones de ácidos y bases

7. El pH de disoluciones de sales

8. Disoluciones reguladoras del pH

9. El pH de las mezclas

10. Volumetrías ácido-base

11. Aspectos prácticos

Actividades

Créditos

1.2 Teoría de Brönsted- Lowry

Ya has visto que el protón no existe libre en disolución acuosa, y por lo tanto es incorrecto representar la disociación de un ácido mediante la reacción: HA → H⁺ + A^-. A partir de ahora designarás al protón en disolución acuosa como H₃O⁺ (aq), llamado ión oxonio ohidronio. Así pues, hay que escribir:

HA + H₂O → H₃O⁺ (aq) + A^-(aq)

Esta reacción puede interpretarse como una transferencia de un protón H⁺ del ácido al agua.

En 1923, Brönsted y Lowry consideraron todas las reacciones ácido-base desde este punto de vista. Formularon de forma simultánea e independiente una nueva definición de ácidos y bases, más general que la de Arrhenius y que puede aplicarse a disolventes no acuosos.

Actividad

Ácidos y bases de Brönsted-Lowry

Ácido es una sustancia capaz de ceder un protón (a una base).

Base es una sustancia capaz de aceptar un protón (de un ácido).

Las reacciones ácido-base son reacciones de transferencia de protones.

	Ejemplos de ácidos de Brönsted y Lowry	Ejemplos de bases de Brönsted y Lowry
Moleculares	HCl + H₂O ↔ H₃O⁺ (aq) + Cl^-(aq) H₂SO₄ + H₂O ↔ H₃O⁺ (aq) + HSO₄^-(aq)	NaOH + H₂O ↔ Na⁺ (aq) + OH^-(aq) NH₃ + H₂O ↔ NH₄⁺ (aq) + OH^-(aq)
Aniones	HSO₄^-(aq) + H₂O ↔ H₃O⁺ (aq) + SO₄^2-(aq) HCO₃^-(aq) + H₂O ↔ H₃O⁺ (aq) + CO₃^2-(aq)	HSO₄^-(aq) + H₃O⁺ (aq) ↔ H₂SO₄ + H₂O CO₃^2-(aq) + H₂O ↔ HCO₃^-(aq) + OH^-(aq)
En general	HA + H₂O ↔ H₃O⁺ (aq) + A^-(aq)	B + H₂O ↔ B⁺ (aq) + OH^-(aq)

Debes tener presente que sólo se puede hablar de ácido si hay una base y viceversa.

En la teoría de Brönsted y Lowry las sustancias consideradas ácidas en la teoría de Arrhenius continuan siendo ácidas, pero se hace evidente que para que el ácido se manifieste es necesaria la presencia de una base. Amplía el concepto de ácidos a partículas cargadas: HS^-, HSO₄^-, H₂PO₄^- y NH₄⁺ entre otros, pero presenta notables diferencias en el concepto de bases, ya que incluye moléculas neutras e iones, tales como amoniaco, aminas, ión carbonato, ión sulfuro o ión bicarbonato, cuyo comportamiento como bases era difícil de explicar en la teoría de Arrhenius.

Además, permite considerar reacciones ácido-base que no transcurren en medio acuoso y en las que no intervienen iones H₃O⁺ (aq) y OH^-(aq), como es el caso de NH₄⁺ + NH₂^- ↔ NH₃ + NH₃. Sin embargo, no vas a trabajar mas que con disoluciones acuosas.

Esta teoría comprende prácticamente todas las sustancias que se comportan como bases, pero limita el concepto de ácido a las sustancias que contienen hidrógeno. En cambio, existen muchas sustancias que no contienen hidrógeno, por lo que no pueden ceder protones, y, sin embargo, se comportan experimentalmente como ácidos: SO₃, SO₂, CO₂, BF₃, AlCl₃, Ag⁺, Al³⁺, etc.

Objetivos

Teoría de Lewis

Todavía es posible ampliar más el concepto de ácido y de base, de modo que incluya reacciones que transcurran sin transferencia de protones.

Al estudiar Lewis la distribución de los electrones en las moléculas de los ácidos y las bases, se dio cuenta de que la reacción de neutralización requería la formación de un enlace covalente coordinado (en lugar de que cada átomo aporte un electrón a la formación de un enlace covalente entre ellos, los dos electrones los aporta uno de los átomos). En la reacción de neutralización H₃O⁺ + OH^- ↔ H₂O + H₂O la base OH^-es un dador de electrones y el ácido H₃O⁺un aceptor de electrones.

Así pues, de acuerdo con la teoría de Lewis, un ácido es toda sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base una sustancia que puede ceder un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado.

Comparación de teorías

En esta tabla tienes un resumen de las distintas teorías ácido-base:

	Arrhenius	Brönsted - Lowry	Lewis
Teoría	Teoría de la disociación o ionización en agua	Teoría protónica	Teoría electrónica
Definición de ácido	Dar iones H⁺ en agua	Dador de protones	Aceptor par de electrones
Definición de base	Dar iones OH^- en agua	Aceptor de protones	Dador par de electrones
Reacción ácido base	Formación de agua	Transferencia protónica	Formación de un enlace covalente coordinado
Ecuación	H⁺ + OH^- → H₂O	AH + B → A^- + BH⁺	A + :B→ A:B
Limitaciones	Aplicable únicamente a disoluciones acuosas. Los ácidos deben tener H y las bases OH	Aplicable únicamente a reacciones de transferencia de protones. Los ácidos deben tener H	Teoría general

La teoría más útil para las reacciones más habituales es la de Brönsted-Lowry, que es la que vas a utilizar de ahora en adelante.

AV - Pregunta de Elección Múltiple

Ácidos de Brönsted-Lowry

En el equilibrio H₂PO₄^- + HCl ↔ H₃PO₄ + Cl^-, indica la sustancia o sustancias que actúan como ácido, según la teoría de Brönsted y Lowry.

	El HCl y el H₃PO₄.
	El H₂PO₄^- y el Cl^-.
	El H₂PO₄^-.
	El Cl^-.

« Anterior | Siguiente »