Teoría ácido-base de Brønsted-Lowry

La teoría de Brønsted-Lowry (también llamada teoría de protones de ácidos y bases) es una teoría de la reacción ácido-base que fue desarrollada por primera vez por Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin. Lowry de forma independiente en 1923. El concepto básico de esta teoría es que cuando un ácido y una base reaccionan entre sí, el ácido forma su base conjugada y la base forma su ácido conjugado mediante el intercambio de un protón (el catión de hidrógeno, o H ⁺). Esta teoría generaliza la teoría de Arrhenius.

Definiciones de ácidos y bases

Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry, independientemente, formularon la idea de que los ácidos donan protones (H⁺Mientras las bases aceptan protones.

En la teoría de Arrhenius, los ácidos se definen como sustancias que se disocian en soluciones acuosas para dar H⁺ (iones de hidrógeno o protones), mientras que las bases se definen como sustancias que se disocian en soluciones acuosas para dar OH. ^- (iones hidróxido).

En 1923, los físicos químicos Johannes Nicolaus Brønsted en Dinamarca y Thomas Martin Lowry en Inglaterra propusieron de forma independiente la teoría que lleva su nombre. En la teoría de Brønsted-Lowry los ácidos y las bases se definen por la forma en que reaccionan entre sí, generalizándolos. Esto se ilustra mejor mediante una ecuación de equilibrio.

ácido + base ⇌ conjugate base + ácido conjugado.

Con un ácido, HA, la ecuación se puede escribir simbólicamente como:

<math alttext="{displaystyle {ce {HA + B A- + HB+}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">HA+B↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ A− − +HB+{displaystyle {ce {HA + B=0} A- + HB+}}<img alt="{displaystyle {ce {HA + B A- + HB+}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/12777190fe6dbf34ecf747658322a1d16abf9cbf" style="vertical-align: -0.505ex; width:23.614ex; height:2.843ex;"/>

El signo de equilibrio, ⇌, se utiliza porque la reacción puede ocurrir tanto en dirección hacia adelante como hacia atrás (es reversible). El ácido, HA, es un donante de protones que puede perder un protón para convertirse en su base conjugada, A⁻. La base, B, es un aceptor de protones que puede convertirse en su ácido conjugado, HB⁺. La mayoría de las reacciones ácido-base son rápidas, por lo que las sustancias que participan en la reacción suelen estar en equilibrio dinámico entre sí.

Soluciones acuosas

Considere la siguiente reacción ácido-base:

<math alttext="{displaystyle {ce {CH3 COOH + H2O CH3 COO- + H3O+}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">CH3COOH+H2O↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ CH3COO− − +H3O+{displaystyle {ce {}}}}<img alt="{displaystyle {ce {CH3 COOH + H2O CH3 COO- + H3O+}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4045eacf1e40811a06a69e28d207636a7b790511" style="vertical-align: -1.005ex; width:43.844ex; height:3.343ex;"/>

El ácido acético, CH₃COOH, es un ácido porque dona un protón al agua ( H₂O) y se convierte en su base conjugada, el ion acetato (H₂O) y se convierte en su base conjugada, el ion acetato (CH₃COO⁻). H₂O es una base porque acepta un protón de CH₃COOH y se convierte en su ácido conjugado, el ion hidronio, (H₃O⁺).

Lo inverso de una reacción ácido-base también es una reacción ácido-base, entre el ácido conjugado de la base en la primera reacción y la base conjugada del ácido. En el ejemplo anterior, el etanoato es la base de la reacción inversa y el ion hidronio es el ácido.

<math alttext="{displaystyle {ce {H3O+ + CH3 COO- CH3COOH + H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">H3O++CH3COO− − ↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ CH3COOH+H2O{displaystyle {ce {cH3O+ + CH3 COO-0}}}}<img alt="{displaystyle {ce {H3O+ + CH3 COO- CH3COOH + H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f970075ee94417f40b7aaedd280f4cfdf8b52b87" style="vertical-align: -1.005ex; width:43.844ex; height:3.343ex;"/>

Una característica de la teoría de Brønsted-Lowry en contraste con la teoría de Arrhenius es que no requiere un ácido para disociarse.

Sustancias anfóteras

La esencia de la teoría de Brønsted-Lowry es que un ácido sólo lo es en relación con una base, y viceversa. El agua es anfótera ya que puede actuar como ácido o como base. En la imagen que se muestra a la derecha, una molécula de H₂O actúa como base y gana H⁺ para convertirse en H₃O⁺ mientras que el otro actúa como un ácido y pierde H⁺ para convertirse en OH⁻.

Otro ejemplo lo ilustran sustancias como el hidróxido de aluminio, Al(OH)₃.

<math alttext="{displaystyle {ce {{overset {(acid)}{Al(OH)3}}{}+ OH- Al(OH)4^-}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">Al()Oh.)3()ácido)+Oh.− − ↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ Al()Oh.)4− − {fnMicrosoft Sans Serif} {fnMicrosoft Sans Serif} {fnMicrosoft Sans Serif} {fnMicrosoft Sans Serif} {fnMicrosoft Sans Serif} {fnMicrosoft Sans Serif} {fnMicrosoft Sans Serif} {fnMicrosoft Sans Serif}} {f}}} {f}}}}}} {f}}}}}f}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}\\\\\\\fnun}}}}}}}}}}}}}\\\\\\\cH00}}}}}}}}}}}}}}}}}}}\\\\\\\\cH00}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}} Oh...<img alt="{displaystyle {ce {{overset {(acid)}{Al(OH)3}}{}+ OH- Al(OH)4^-}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/9b083c49ce55d016f2e8369b2a796d3cdb6fc1a7" style="vertical-align: -1.005ex; width:30.616ex; height:5.176ex;"/>

<math alttext="{displaystyle {ce {3H+{}+ {overset {(base)}{Al(OH)3}} 3H2O{}+ Al_{(aq)}^3+}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">3H++Al()Oh.)3()base)↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ 3H2O+Al()aq)3+{fnMicrosoft {fnK}+} {fnMicrosoft Sans Serif} {fnMicrosoft Sans Serif} {fnMicrosoft Sans Serif}} {fnMicrosoft Sans Serif}} {fnMicrosoft Sans Serif} {fnMicrosoft}}} {fnuncio {fnMicrosoft Sans Serif}}} {fnMicrosoft}}}}}}}}}}}}}}}}}} {nun}}}}}}}}}} {nun}}}}}}}}} {nun}}} {nun}}} {nun}}}}}} {nun}}}}}}}} {nun} {nun} {nun} {nun}}}} {nun}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}} 3H2O{}+ Al.<img alt="{displaystyle {ce {3H+{}+ {overset {(base)}{Al(OH)3}} 3H2O{}+ Al_{(aq)}^3+}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d4d2827434f230358c6329cbed621aeea919f87e" style="vertical-align: -1.505ex; width:35.684ex; height:5.676ex;"/>

Soluciones no acuosas

El ion hidrógeno, o ion hidronio, es un ácido de Brønsted-Lowry cuando se disuelve en H₂O y el ion hidróxido es una base debido a la reacción de autoionización del agua.

<math alttext="{displaystyle {ce {H2O + H2O H3O+ + OH-}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">H2O+H2O↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ H3O++Oh.− − {displaystyle {ce {cH2O + H2O }}}<img alt="{displaystyle {ce {H2O + H2O H3O+ + OH-}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/dab489f736635d3a120cee662d56870c75ed984a" style="vertical-align: -1.005ex; width:30.718ex; height:3.343ex;"/>

Una reacción análoga ocurre en el amoníaco líquido.

<math alttext="{displaystyle {ce {NH3 + NH3 NH4+ + NH2-}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">NH3+NH3↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ NH4++NH2− − {displaystyle {ce {NH3 + NH3 }}<img alt="{displaystyle {ce {NH3 + NH3 NH4+ + NH2-}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7aa7d0de6cf4e5bd5e06a41147cf4f9021f28b36" style="vertical-align: -1.005ex; width:29.404ex; height:3.343ex;"/>

Así, el ion amonio, NH+4, en amoniaco líquido corresponde al ion hidronio en agua y al ion amida, NH−2 en amoníaco, al ion hidróxido en agua. Las sales de amonio se comportan como ácidos y las amidas como bases.

Algunos disolventes no acuosos pueden comportarse como bases, es decir, aceptar protones, en relación con los ácidos de Brønsted-Lowry.

<math alttext="{displaystyle {ce {HA + S A- + SH+}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">HA+S↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ A− − +SH+{displaystyle {ce {HA + S} A- + SH+}}<img alt="{displaystyle {ce {HA + S A- + SH+}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b36e9ac02f052610d0e069623d6ca0cef1731343" style="vertical-align: -0.505ex; width:22.908ex; height:2.843ex;"/>

donde S representa una molécula de disolvente. Los más importantes de estos disolventes son el dimetilsulfóxido, DMSO y el acetonitrilo, CH₃CN, ya que estos disolventes Se han utilizado ampliamente para medir las constantes de disociación ácida de moléculas que contienen carbono. Debido a que el DMSO acepta protones con más fuerza que H₂O, el ácido se vuelve más fuerte en este disolvente que en el agua. De hecho, muchas moléculas se comportan como ácidos en soluciones no acuosas pero no en soluciones acuosas. Un caso extremo ocurre con los ácidos carbónicos, donde se extrae un protón de un enlace C−H.

Algunos disolventes no acuosos pueden comportarse como ácidos. Un disolvente ácido hará que las sustancias disueltas sean más básicas. Por ejemplo, el compuesto CH₃COOH se conoce como ácido acético ya que se comporta como un ácido en agua. . Sin embargo, se comporta como una base en cloruro de hidrógeno líquido, un disolvente mucho más ácido.

<math alttext="{displaystyle {ce {HCl + CH3COOH Cl- + CH3C(OH)2+}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">HCl+CH3COOH↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ Cl− − +CH3C()Oh.)2+{displaystyle {ce {cHCl + CH3COOH Cl- + CH3C(OH)2+}}<img alt="{displaystyle {ce {HCl + CH3COOH Cl- + CH3C(OH)2+}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/91c11ab686b2df9a51833fe42af981babe0e5546" style="vertical-align: -1.005ex; width:42.77ex; height:3.343ex;"/>

Comparación con la teoría ácido-base de Lewis

El mismo año en que Brønsted y Lowry publicaron su teoría, G. N. Lewis creó una teoría alternativa de las reacciones ácido-base. La teoría de Lewis se basa en la estructura electrónica. Una base de Lewis es un compuesto que puede dar un par de electrones a un ácido de Lewis, un compuesto que puede aceptar un par de electrones. La propuesta de Lewis explica la clasificación de Brønsted-Lowry utilizando una estructura electrónica.

<math alttext="{displaystyle {ce {HA + B A- + BH+}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">HA+B↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ A− − +BH+{displaystyle {ce {HA + B=0} A- + BH+}}<img alt="{displaystyle {ce {HA + B A- + BH+}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d7c5fb20d140165f73a586f991c40b6f762f0d28" style="vertical-align: -0.505ex; width:23.614ex; height:2.843ex;"/>

En esta representación, tanto la base, B, como la base conjugada, A^-, se muestran llevando un par de electrones libres y el protón, que es un ácido de Lewis, se transfiere entre ellas.

Lewis escribió más tarde: "Restringir el grupo de ácidos a aquellas sustancias que contienen hidrógeno interfiere tan seriamente con la comprensión sistemática de la química como lo haría la restricción del término agente oxidante a sustancias que contienen oxígeno". En la teoría de Lewis, un ácido, A, y una base, B, forman un aducto, AB, donde el par de electrones forma un enlace covalente dativo entre A y B. Esto se muestra cuando el aducto H₃N −BF₃ se forma a partir de amoníaco y trifluoruro de boro, una reacción que no puede ocurrir en el agua porque el trifluoruro de boro reacciona violentamente con el agua en una reacción de hidrólisis.

B (OH)3 + 3HF}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">BF3+3H2Orestablecimiento restablecimiento B()Oh.)3+3HF{displaystyle {ce {BF3 + 3H2O - titulada B (OH)3 + 3HF}} B (OH)3 + 3HF}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/03e1e047adee98e1fb49a7477f2ff2c19f870a35" style="vertical-align: -1.005ex; width:34.02ex; height:3.009ex;"/>

<math alttext="{displaystyle {ce {HF H+ + F-}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">HF↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ H++F− − {displaystyle {ce {fnMicrosoft Sans Serif} H+ + F-}}<img alt="{displaystyle {ce {HF H+ + F-}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/dfa19af1c8888095e6436185714654295e06295c" style="vertical-align: -0.505ex; width:17.032ex; height:2.843ex;"/>

Estas reacciones ilustran que BF₃ es un ácido en las clasificaciones de Lewis y Brønsted-Lowry y muestran que ambas teorías concuerdan entre sí.

El ácido bórico se reconoce como un ácido de Lewis debido a la reacción

<math alttext="{displaystyle {ce {B(OH)3 + H2O B(OH)4- + H+}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">B()Oh.)3+H2O↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ B()Oh.)4− − +H+{displaystyle {ce {B(OH)3 + H2O = {}}}}<img alt="{displaystyle {ce {B(OH)3 + H2O B(OH)4- + H+}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/dcf90994d3fbbd6b2d30bd2ae1c594defecac005" style="vertical-align: -1.005ex; width:34.765ex; height:3.343ex;"/>

En este caso el ácido no se divide pero la base, H₂O, sí. Una solución de B(OH)₃ es ácida porque en esta reacción se desprenden iones de hidrógeno.

Existe evidencia sólida de que las soluciones acuosas diluidas de amoníaco contienen cantidades mínimas del ion amonio.

OH- + NH+4}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">H2O+NH3restablecimiento restablecimiento Oh.− − +NH4+{displaystyle {ce {H2O + NH3 - titulada Oh... OH- + NH+4}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/82faea6ec81ff5729a2215daefc5ba3b798dd87c" style="vertical-align: -1.005ex; width:29.982ex; height:3.176ex;"/>

y que, cuando se disuelve en agua, el amoníaco funciona como una base de Lewis.

Comparación con la teoría Lux-Flood

Las reacciones entre óxidos en estado sólido o líquido están excluidas en la teoría de Brønsted-Lowry. Por ejemplo, la reacción

Mg2 SiO4}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">2MgO+SiO2restablecimiento restablecimiento Mg2SiO4{displaystyle {ce {2MgO + SiO2 - titulada Mg2 SiO4}} Mg2 SiO4}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/9c13b0f8ae4ea7cec09eb3ce9209faa3d21a39f5" style="vertical-align: -1.005ex; width:28.539ex; height:2.843ex;"/>

no está incluido en la definición de ácidos y bases de Brønsted-Lowry. Por otro lado, el óxido de magnesio actúa como base cuando reacciona con una solución acuosa de un ácido.

Mg^{2+}(aq) + H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">2H++MgO()s)restablecimiento restablecimiento Mg2+()aq)+H2O{displaystyle {ce {2H+ + MgO(s) - confianza Mg^{2+}(aq) + H2O}}} Mg^{2+}(aq) + H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/9bbce220d7eb788bda5fd02b12add16a0e27ec42" style="vertical-align: -1.005ex; width:38.225ex; height:3.343ex;"/>

silicio SiO₂ disuelto es un ácido débil en el sentido de Brønsted-Lowry.

<math alttext="{displaystyle {ce {SiO2(s) + 2H2O Si(OH)4 (solution)}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">SiO2()s)+2H2O↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ Si()Oh.)4()solución){displaystyle {ce {SiO2(s) + 2H2O = {}}}}<img alt="{displaystyle {ce {SiO2(s) + 2H2O Si(OH)4 (solution)}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d3a5cf59a5a25ba6fc46d0b39eece35ce9f1c3c1" style="vertical-align: -1.005ex; width:39.359ex; height:3.343ex;"/>

<math alttext="{displaystyle {ce {Si(OH)4 Si(OH)3O- + H+}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">Si()Oh.)4↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ Si()Oh.)3O− − +H+{displaystyle {ce {Si(OH)4 âTMa âTMa Si(OH)3O- + H+}}<img alt="{displaystyle {ce {Si(OH)4 Si(OH)3O- + H+}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2369a59994f6a0e3faabf35a958b2f2eb68e9750" style="vertical-align: -1.005ex; width:30.77ex; height:3.343ex;"/>

Según la teoría Lux-Flood, los óxidos como el MgO y el SiO₂ en estado sólido pueden denominarse ácidos o bases. Por ejemplo, el mineral olivino puede ser conocido como un compuesto de un óxido básico, MgO, y dióxido de silicio, SiO₂, como un óxido ácido. Esto es importante en geoquímica.