Primera semana del cuarta periodo grado noveno

Teoría ácido-base de Brønsted-Lowry

Puntos más importantes

• Un ácido de Brønsted-Lowry es cualquier especie capaz de donar un protón, $\text{H}^+$start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript.
   
• Una base de Brønsted-Lowry es cualquier especie capaz de aceptar un protón, lo que requiere un par solitario de electrones para enlazarse a $\text{H}^+$start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript.
   
• El agua es una sustancia anfótera, ya que puede actuar como un ácido de Brønsted-Lowry y como una base de Brønsted-Lowry.
   
• Los ácidos y bases fuertes se ionizan totalmente en solución acuosa, mientras que los ácidos y las bases débiles solo se ionizan parcialmente.
   
• La base conjugada de un ácido de Brønsted-Lowry es la especie que se forma después de que un ácido donó un protón. El ácido conjugado de una base de Brønsted-Lowry es la especie que se forma cuando una base acepta un protón.
   
• Las dos especies en un par ácido-base conjugado tienen la misma fórmula molecular, excepto que el ácido tiene un $\text H^+$ extra en comparación con su base conjugada.

Introducción

  En un artículo anterior sobre los ácidos y bases de Arrhenius, aprendimos que un ácido de Arrhenius es cualquier especie que puede aumentar la concentración de $\text{H}^+$start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript en solución acuosa y una base de Arrhenius es cualquier especie que puede aumentar la concentración de $\text{OH}^-$start text, O, H, end text, start superscript, minus, end superscript en solución acuosa. Una limitación importante de la teoría de Arrhenius es que solo podemos describir el comportamiento ácido-base en agua. En este artículo, analizaremos la teoría de Brønsted-Lowry, más general, que se aplica a una amplia gama de reacciones químicas.  

Teoría de ácidos y bases de Brønsted-Lowry

  La teoría de Brønsted-Lowry describe las interacciones ácido-base en términos de transferencia de protones entre especies químicas. Un ácido de Brønsted-Lowry es cualquier especie que puede donar un protón, $\text{H}^+$start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript, y una base es cualquier especie que puede aceptar un protón. En cuanto a estructura química, esto significa que cualquier ácido de Brønsted-Lowry debe contener un hidrógeno que se puede disociar como $\text H^+$. Para aceptar un protón, una base de Brønsted-Lowry debe tener al menos un par solitario de electrones para formar un nuevo enlace con un protón. 

 

  Según la definición de Brønsted-Lowry, una reacción ácido-base es cualquier reacción en la cual se transfiere un protón de un ácido a una base. Podemos utilizar las definiciones de Brønsted-Lowry para discutir las reacciones ácido-base en cualquier disolvente, así como las que ocurren en fase gaseosa. Por ejemplo, consideremos la reacción del gas del amoniaco, $\text{NH}_3(g)$, con cloruro de hidrógeno gaseoso, $\text{H}\text{Cl}(g)$start text, H, end text, start text, C, l, end text, left parenthesis, g, right parenthesis, para formar cloruro de amonio sólido, $\text{NH}_4 \text{Cl}(s)$start text, N, H, end text, start subscript, 4, end subscript, start text, C, l, end text, left parenthesis, s, right parenthesis:

 

  Esta reacción también puede representarse utilizando las estructuras de Lewis de los reactivos y productos, como se ve abajo:

 

  En esta reacción, el $\blueD{\text{H}}\text{Cl}$ dona su protón (en azul) al $\text{NH}_3$. Por lo tanto, el $\text{HCl}$start text, H, C, l, end text está actuando como un ácido de Brønsted-Lowry. Como el $\text{NH}_3$start text, N, H, end text, start subscript, 3, end subscript tiene un par solitario de electrones que utiliza para aceptar un protón, $\text{NH}_3$start text, N, H, end text, start subscript, 3, end subscript es una base de Brønsted-Lowry.

 

  Observa que según la teoría de Arrhenius, la reacción anterior no sería una reacción ácido-base, ya que en el agua ninguna especie forma $\text{H}^+$start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript o $\text{OH}^-$start text, O, H, end text, start superscript, minus, end superscript. Sin embargo, la química que involucra minusun protón que se transfiere de $\text{HCl}$ a $\text{NH}_3$start text, N, H, end text, start subscript, 3, end subscript para formar $\text{NH}_4 \text{Cl}$$-$ es muy similar a lo que ocurriría en la fase acuosa.

 

Para familiarizarnos más con estas definiciones, vamos a examinar algunos ejemplos.

 

Identificar bases y ácidos de Brønsted-Lowry

  En la reacción entre el agua y el ácido nítrico, el ácido nítrico, $\text{HNO}_3$start text, H, N, O, end text, start subscript, 3, end subscript, dona un protón (en azul) al agua, de tal forma que actúa como un ácido de Brønsted-Lowry.

 

  Puesto que el agua acepta el protón del ácido nítrico para formar $\blueD{\text{H}}_3\text{O}^+$start color #11accd, start text, H, end text, end color #11accd, start subscript, 3, end subscript, start text, O, end text, start superscript, plus, end superscript, el agua actúa como una base de Brønsted-Lowry. Esta reacción favorece altamente la formación de productos, por lo que se dibuja la flecha de reacción solo hacia la derecha.  

Ahora veamos una reacción que implica amoniaco, $\text{NH}_3$start text, N, H, end text, start subscript, 3, end subscript, en agua:

 

  En esta reacción, el agua donará uno de sus protones al amoniaco. Después de perder un protón, el agua se convierte entonces en ion hidróxido, $\text{OH}^-$start text, O, H, end text, start superscript, minus, end superscript. Puesto que en esta reacción el agua es el donante del protón, actúa como un ácido de Brønsted-Lowry. El amoniaco acepta un protón del agua para formar un ion amonio, $\text{NH}_4^+$start text, N, H, end text, start subscript, 4, end subscript, start superscript, plus, end superscript. Por lo tanto, el amoniaco está actuando como una base de Brønsted-Lowry.  

  En las dos reacciones anteriores, vemos que por una parte el agua se comporta como una base de Brønsted-Lowry en la reacción con el ácido nítrico, y por otra como un ácido de Brønsted-Lowry en la reacción con el amoniaco. Debido a su capacidad tanto de aceptar como de donar protones, el agua se conoce como un anfótero o sustancia anfiprótica. Esto significa que puede actuar como un ácido de Brønsted-Lowry y también como una base de Brønsted-Lowry. 

 

  La palabra anfótero deriva de una palabra griega que significa ambos. Puede sonar como una palabra al azar, extraña, difícil de pronunciar, pero ¡realmente podemos encontrar al prefijo en muchas otras palabras! Por ejemplo anfibios, que significa "ambas vidas" y anfiteatro, que significa "un lugar para la observar desde ambos lados".  

Ácidos fuertes y débiles: ¿disociarse o no disociarse?

  Un ácido fuerte es una especie que, en solución acuosa, se disocia completamente en los iones que lo constituyen. El ácido nítrico es un ejemplo de un ácido fuerte. Se disocia completamente en agua para formar iones hidronio, $\text{H}_3\text{O}^+$ y nitrato, $\text{NO}_3^-$start text, N, O, end text, start subscript, 3, end subscript, start superscript, minus, end superscript. Cuando la reacción termina, no hay moléculas no disociadas de $\text{HNO}_3$ en solución.

 

  Por el contrario, un ácido débil no se disocia totalmente en los iones que lo constituyen. El ácido acético, $\text{CH}_3\text{COOH}$start text, C, H, end text, start subscript, 3, end subscript, start text, C, O, O, H, end text, es un ejemplo de ácido débil que encontramos en el vinagre. El ácido acético se disocia parcialmente en agua para formar los iones hidronio y acetato, $\text{CH}_3\text{COO}^-$start text, C, H, end text, start subscript, 3, end subscript, start text, C, O, O, end text, start superscript, minus, end superscript:

 

  Toma en cuenta que en esta reacción, tenemos flechas apuntando en ambas direcciones: $\leftrightharpoons$\leftrightharpoons. Esto indica que la disociación del ácido acético es un equilibrio dinámico donde habrá una concentración significativa de moléculas de ácido acético presentes como moléculas $\text{CH}_3\text{COOH}$start text, C, H, end text, start subscript, 3, end subscript, start text, C, O, O, H, end text neutras, así como en forma de iones disociados, $\text H^+$start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript y $\text{CH}_3\text{COO}^-$start text, C, H, end text, start subscript, 3, end subscript, start text, C, O, O, end text, start superscript, minus, end superscript.  

  Una pregunta frecuente es "¿cómo sabes cuando una sustancia es un ácido fuerte o un ácido débil?" ¡Excelente pregunta! La respuesta corta es que hay solo un puñado de ácidos fuertes y todo lo demás se considera como ácido débil. Una vez familiarizados con los ácidos fuertes más comunes, podemos identificar fácilmente los ácidos fuertes y los ácidos débiles en problemas de química.

 

La tabla siguiente contiene algunos ejemplos de ácidos fuertes comunes.

 

Ácidos fuertes más comunes

Bases fuertes y débiles

  Una base fuerte es una base que se ioniza completamente en solución acuosa. Un ejemplo de una base fuerte es el hidróxido de sodio, $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text. En agua, el hidróxido de sodio se disocia totalmente para dar iones sodio e hidróxido:

 

  Así, si preparamos una solución acuosa de hidróxido de sodio, solamente los iones $\text{Na}^+$start text, N, a, end text, start superscript, plus, end superscript y $\text{OH}^-$start text, O, H, end text, start superscript, minus, end superscript están presentes en la solución final. No esperamos encontrar ninguna molécula no disociada de $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text.

 

  Analicemos ahora una solución acuosa de amoniaco, $\text{NH}_3$start text, N, H, end text, start subscript, 3, end subscript. El amoniaco es una base débil, por lo que se ioniza parcialmente en agua:

 

  Algunas de las moléculas del amoniaco aceptan un protón del agua para formar iones de amonio e iones de hidróxido. De ahí resulta un equilibrio dinámico en el cual las moléculas de amoniaco continuamente intercambian protones con el agua, y los iones de amonio continuamente devuelven los protones al hidróxido. La principal especie presente en solución es el amoniaco no ionizado, $\text{NH}_3$start text, N, H, end text, start subscript, 3, end subscript, ya que el amoniaco solo es capaz de quitarle protones al agua hasta cierto punto.

 

Entre las bases fuertes comunes se encuentran los hidróxidos de los grupos 1 y 2.  

  Incluso los compuestos insolubles como el $\text{Ca(OH)}_2$start text, C, a, left parenthesis, O, H, right parenthesis, end text, start subscript, 2, end subscript a menudo se clasifican como bases fuertes porque tienen una fracción pequeña que se puede disolver en agua y la fracción que se encuentra en solución se disocia completamente para formar iones $\text{OH}^-$start text, O, H, end text, start superscript, minus, end superscript. 

 

  Otra forma de abordar este problema es considerar que la solubilidad completa no es un requisito para que un compuesto sea considerado como una base fuerte. Mientras una parte de él entre en solución y se disocie completamente, podemos clasificarlo como una base fuerte.

 

  Las bases débiles comunes incluyen compuestos nitrogenados neutros tales como el amoniaco, la trimetilamina y la piridina.