Teoría ácido-base de Brønsted-Lowry

Definición de Brønsted-Lowry para ácidos y bases, ácidos y bases fuertes y débiles y cómo identificar los pares conjugados ácido-base.

Puntos más importantes

  • Un ácido de Brønsted-Lowry es cualquier especie capaz de donar un protón, H+\text{H}^+.
  • Una base de Brønsted-Lowry es cualquier especie capaz de aceptar un protón, lo que requiere un par solitario de electrones para enlazarse a H+\text{H}^+.
  • 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 H+\text H^+ extra en comparación con su base conjugada.

Introducción

Un mercado de pescado donde se muestra una gran variedad de pescado fresco y envasado sobre hielo
Los mariscos contienen compuestos que se pueden descomponer en forma de aminas, que son bases débiles con un característico olor "a pescado". Crédito de la imagen: de pixabay, CC0 dominio público
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 H+\text{H}^+ en solución acuosa y una base de Arrhenius es cualquier especie que puede aumentar la concentración de OH\text{OH}^- 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, H+\text{H}^+, 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 H+\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, NH3(g)\text{NH}_3(g), con cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl(g)\text{H}\text{Cl}(g), para formar cloruro de amonio sólido, NH4Cl(s)\text{NH}_4 \text{Cl}(s):
NH3(g)+HCl(g)NH4Cl(s)\text{NH}_3(g)+\blueD{\text{H}}\text{Cl}(g)\rightarrow\text{N}\blueD{\text{H}}_4\text{Cl}(s)
Esta reacción también puede representarse utilizando las estructuras de Lewis de los reactivos y productos, como se ve abajo:
Estructura de Lewis del amoníaco. Un nitrógeno con un par solitario de electrones que está también enlazado a 3 hidrógenos. Además, la estructura de Lewis del ácido clorhídrico forma cloruro de amonio.
En esta reacción, el HCl\blueD{\text{H}}\text{Cl} dona su protón (en azul) al NH3\text{NH}_3. Por lo tanto, el HCl\text{HCl} está actuando como un ácido de Brønsted-Lowry. Como el NH3\text{NH}_3 tiene un par solitario de electrones que utiliza para aceptar un protón, NH3\text{NH}_3 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 H+\text{H}^+ o OH\text{OH}^-. Sin embargo, la química que involucra -un protón que se transfiere de HCl\text{HCl} a NH3\text{NH}_3 para formar NH4Cl\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, HNO3\text{HNO}_3, dona un protón (en azul) al agua, de tal forma que actúa como un ácido de Brønsted-Lowry.
HNO3(ac)+H2O(l)H3O+(ac)+NO3(ac)\blueD{\text{H}}\text{NO}_3(ac)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightarrow\blueD{\text{H}}_3\text{O}^+(ac)+\text{NO}_3^-(ac)
Puesto que el agua acepta el protón del ácido nítrico para formar H3O+\blueD{\text{H}}_3\text{O}^+, 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, NH3\text{NH}_3, en agua:
NH3(ac)+H2O(l)NH4+(ac)+OH(ac)\text{NH}_3(ac)+\blueD{\text{H}}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons\text{N}\blueD{\text{H}}_4^+(ac)+\text{OH}^-(ac)
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, OH\text{OH}^-. 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, NH4+\text{NH}_4^+. 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, H3O+\text{H}_3\text{O}^+ y nitrato, NO3\text{NO}_3^-. Cuando la reacción termina, no hay moléculas no disociadas de HNO3\text{HNO}_3 en solución.
Por el contrario, un ácido débil no se disocia totalmente en los iones que lo constituyen. El ácido acético, CH3COOH\text{CH}_3\text{COOH}, 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, CH3COO\text{CH}_3\text{COO}^-:
CH3COOH(ac)+H2O(l)H3O+(ac)+CH3COO(ac)\text{CH}_3\text{COOH}(ac)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons\text{H}_3\text{O}^+(ac)+\text{CH}_3\text{COO}^-(ac)
Toma en cuenta que en esta reacción, tenemos flechas apuntando en ambas direcciones: \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 CH3COOH\text{CH}_3\text{COOH} neutras, así como en forma de iones disociados, H+\text H^+ y CH3COO\text{CH}_3\text{COO}^-.
A la izquierda: representación ampliada de una solución de ácido clorhídrico, donde el ácido está totalmente disociado en iones de cloruro y protones. A la derecha: representación ampliada de una solución de ácido fluorhídrico que muestra que la mayor parte del ácido se encuentra aún en forma de molécula neutra, HF, mientras que una porción menor se ha disociado en iones fluoruro y protones.
Soluciones acuosas de un ácido fuerte (izquierda) y de un ácido débil (derecha). (a) El ácido clorhídrico es un ácido fuerte que se disocia completamente en el agua. (b) El ácido fluorhídrico es un ácido débil que se disocia parcialmente en protones y en iones fluoruro.
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

NombreFórmula
Ácido clorhídricoHCl\text{HCl}
Ácido bromhídricoHBr\text{HBr}
Ácido yodhídricoHI\text{HI}
Ácido sulfúricoH2SO4\text{H}_2\text{SO}_4
Ácido nítricoHNO3\text{HNO}_3
Ácido perclóricoHClO4\text{HClO}_4

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, NaOH\text{NaOH}. En agua, el hidróxido de sodio se disocia totalmente para dar iones sodio e hidróxido:
NaOH(ac)Na+(ac)+OH(ac)\text{NaOH}(ac)\rightarrow\text{Na}^+(ac)+\text{OH}^-(ac)
Así, si preparamos una solución acuosa de hidróxido de sodio, solamente los iones Na+\text{Na}^+ y OH\text{OH}^- están presentes en la solución final. No esperamos encontrar ninguna molécula no disociada de NaOH\text{NaOH}.
Analicemos ahora una solución acuosa de amoniaco, NH3\text{NH}_3. El amoniaco es una base débil, por lo que se ioniza parcialmente en agua:
NH3(ac)+H2O(l)NH4+(ac)+OH(ac)\text{NH}_3(ac)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons\text{NH}_4^+(ac)+\text{OH}^-(ac)
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, NH3\text{NH}_3, 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 Ca(OH)2\text{Ca(OH)}_2 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 OH\text{OH}^-.
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.

Ejemplo 1: escribir una reacción acido-base con fosfato de hidrógeno

El fosfato de hidrógeno, HPO42\text{HPO}_4^{2-}, puede actuar en solución acuosa como una base débil o como un ácido débil.
¿Cuál es la ecuación balanceada para la reacción del fosfato de hidrógeno que actúa como una base débil en agua?
Puesto que el fosfato de hidrógeno actúa como una base de Brønsted-Lowry, el agua se comporta como un ácido de Brønsted-Lowry. Esto significa que el agua dona un protón para generar hidróxido. La adición de un protón al fosfato de hidrógeno resulta en la formación de iones H2PO4\text{H}_2 \text {PO}_4^{-}:
HPO42(ac)+H+(ac)H2PO4(ac)\text{HPO}_4^{2-}(ac)+\text H^+(ac) \rightarrow \text{H}_2\text {PO}_4^{-}(ac)
Puesto que en este ejemplo en particular, el fosfato de hidrógeno actúa como una base débil, es necesario utilizar flechas de equilibrio, \rightleftharpoons, en nuestra reacción general para mostrar que la reacción es reversible. Esto da la siguiente ecuación balanceada para la reacción del fosfato de hidrógeno que actúa como una base débil en solución acuosa:
HPO42(ac)+H2O(l)H2PO4(ac)+OH(ac)\text{HPO}_4^{2-}(ac)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons\text{H}_2 \text{PO}_4^{-}(ac)+\text{OH}^-(ac)
¿Cómo podemos saber cuándo una sustancia como el fosfato de hidrógeno actúa como un ácido o una base? La respuesta corta es que, cuando hay diferentes reacciones posibles, las reacciones de equilibrio tienen también diferentes constantes de equilibrio. El equilibrio que será favorecido depende de factores como el pH de la solución y de las otras especies que existen en solución. Esta cuestión se abordará en más detalle cuando aprendamos sobre soluciones amortiguadoras y titulaciones.
Verificación de conceptos: ¿cómo sería nuestra ecuación balanceada si el fosfato de hidrógeno actuara como un ácido débil en solución acuosa?
Si el fosfato de hidrógeno actúa como un ácido de Brønsted-Lowry, entonces el agua debe comportarse como una base de Brønsted-Lowry. Esto significa que el agua acepta un protón para generar hidronio. Para el fosfato de hidrógeno la perdida de un protón resulta en la formación de iones PO43\text {PO}_4^{3-}:
HPO42(ac)PO43(ac)+H+(ac)\text{HPO}_4^{2-}(ac) \rightarrow \text {PO}_4^{3-}(ac)+\text H^+(ac)
Puesto que el fosfato de hidrógeno actúa como un ácido débil en este ejemplo en particular, necesitamos utilizar las flechas de equilibrio, \rightleftharpoons, en nuestra reacción general para mostrar que la reacción es reversible. Esto da la siguiente ecuación balanceada:
HPO42(ac)+H2O(l)PO43(ac)+H3O+(ac)\text{HPO}_4^{2-}(ac)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons \text{PO}_4^{3-}(ac)+\text{H}_3 \text O^+(ac)

Pares ácido-base conjugados

Ahora que entendemos los ácidos y bases de Brønsted-Lowry, podemos discutir el concepto final de este artículo: los pares ácido-base conjugados. En una reacción ácido-base de Brønsted-Lowry, un ácido conjugado es la especie que se forma después de que la base acepta un protón. Por el contrario, una base conjugada es la especie que se forma después de que un ácido dona su protón. Las dos especies en un par ácido-base conjugado tienen la misma fórmula molecular, excepto que el ácido tiene un H+\text H^+ extra con respecto a su base conjugada.

Ejemplo 2: disociación de un ácido fuerte

Reconsideremos el ácido fuerte HCl\text{HCl} que reacciona con agua:
HCl(ac)+H2O(l)H3O+(ac)+Cl(ac)\text{HCl}(ac)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightarrow \text{H}_3\text{O}^+(ac)+\text{Cl}^-(ac)
          aˊcido            base              aˊcido           base~~~~~~~~~~\greenD{\text{ácido}}~~~~~~~~~~~~\purpleC{\text{base}}~~~~~~~~~~~~~~\purpleC{\text{ácido}}~~~~~~~~~~~\greenD{\text{base}}
En esta reacción, el HCl\text{HCl} dona un protón al agua; por lo tanto, el HCl\text{HCl} actúa como un ácido de Brønsted-Lowry. Después de que el HCl\text{HCl} dona su protón se forma el ion Cl\text{Cl}^-, que es la base conjugada de HCl\text{HCl}.
Par conjugado 1=HCl y Cl\greenD{\text{Par conjugado 1}}=\text{HCl}\text{ y }\text{Cl}^-
Como el agua acepta un protón del HCl\text{HCl}, el agua actúa como una base de Brønsted-Lowry. Cuando el agua acepta un protón, se forma H3O+\text{H}_3\text{O}^+ que es el ácido conjugado de H2O\text{H}_2\text{O}.
Par conjugado 2=H2O y H3O+\purpleC{\text{Par conjugado 2}}=\text{H}_2 \text O\text{ y }\text{H}_3\text{O}^+
Cada par ácido-base conjugado en la reacción contiene un ácido de Brønsted-Lowry y una base de Brønsted-Lowry; el ácido y la base difieren solo por un protón. Generalmente, una reacción entre un ácido de Brønsted-Lowry y su base conjugada va a contener dos pares ácido-base conjugados.

Ejemplo 3: ionización de una base débil

Consideremos la reacción del amoniaco, una base débil, en agua:
NH3(ac)+H2O(l)NH4+(ac)+OH(ac)\text{NH}_3(ac)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons\text{NH}_4^+(ac)+\text{OH}^-(ac)
          base            aˊcido            aˊcido             base~~~~~~~~~~\greenD{\text{base}}~~~~~~~~~~~~\purpleC{\text{ácido}}~~~~~~~~~~~~\greenD{\text{ácido}}~~~~~~~~~~~~~\purpleC{\text{base}}
El amoniaco acepta un protón del agua en esta reacción y así actúa como una base de Brønsted-Lowry. Al aceptar un protón del agua, el amoniaco forma el ion NH4+\text{NH}_4^+, que es su ácido conjugado.
Par conjugado 1=NH3 y NH4+\greenD{\text{Par conjugado 1}}=\text{NH}_3\text{ y }\text{NH}_4^+
El agua, al donar un protón al amoniaco, actúa como un ácido de Brønsted-Lowry. Después de que el agua dona su protón al amoniaco, se forma OH\text{OH}^-, que es la base conjugada del agua.
Par conjugado 2=H2O y OH\purpleC{\text{Par conjugado 2}}=\text{H}_2 \text O\text{ y }\text{OH}^-
Puesto que el amoniaco es una base débil, el ion amonio puede devolver un protón al hidróxido para volver a formar amoniaco y agua. Así, existe un equilibrio dinámico. Esto siempre será cierto para las reacciones que involucran bases y ácidos débiles.

Resumen

  • Un ácido de Brønsted-Lowry es cualquier especie capaz de donar un protón, H+\text{H}^+.
  • Una base de Brønsted-Lowry es cualquier especie capaz de aceptar un protón, lo que requiere un par solitario de electrones para enlazarse a H+\text{H}^+.
  • 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 dona 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 H+\text H^+ extra en comparación con su base conjugada.

Créditos

Este artículo fue adaptado de los siguientes artículos:
  1. Acids/Base Basics” (Conceptos básicos de ácidos y bases) UC Davis ChemWiki, CC BY-NC-SA 3.0
  2. Conjugate Acid-Base Pairs” (Pares ácido-base conjugados) UC Davis ChemWiki, CC BY-NC-SA 3.0
  3. "The Arrhenius Definition" (La definición de Arrhenius) Boundless Learning, CC BY-SA 4.0
El artículo modificado está autorizado bajo una licencia CC-BY-NC-SA 4.0.

Referencias complementarias

Zumdahl, S.S., y S. A. Zumdahl. Atomic Structure and Periodicity (Estructura atómica y periodicidad). En Chemistry (Química), 290-294. 6th ed. Boston, MA: Houghton Mifflin Company, 2003.
Kotz, J. C., P. M. Treichel, J. R. Townsend, y D. A. Treichel. The Brønsted-Lowry Concept of Acids and Bases. (El concepto de ácidos y bases de Brønsted-Lowry). En Chemistry and Chemical Reactivity, Instructor's Edition (Química y reactividad química, edición del profesor), 234-237. 9na ed. Stamford, CT: Cengage Learning, 2015.

Ejercicio 1: identificar reacciones ácido-base

De acuerdo con la teoría de Brønsted-Lowry, ¿cuáles de las siguientes son reacciones ácido-base?
Elige todas las respuestas adecuadas:
Elige todas las respuestas adecuadas:
Una reacción ácido-base es aquella que se da entre un ácido de Brønsted-Lowry, donador de un protón, y una base de Brønsted-Lowry, receptora de un protón.
En la reacción LiOH(ac)+HBr(ac)H2O(l)+LiBr(ac)\text{LiOH}(ac)+\text{HBr}(ac)\rightarrow\text{H}_2\text{O}(l)+\text{LiBr}(ac), el HBr\text{HBr} dona un protón al LiOH\text{LiOH}, por lo que actúa como un ácido de Brønsted-Lowry. Puesto que LiOH\text{LiOH} acepta el protón, actúa como una base de Brønsted-Lowry.
En la reacción 2 NH3NH4++NH22\text{ NH}_3\rightleftharpoons\text{NH}_4^++\text{NH}_2^-, una molécula de NH3\text{NH}_3 dona un protón a otra molécula de NH3\text{NH}_3. Por lo tanto, una molécula de NH3\text{NH}_3 actúa como un ácido de Brønsted-Lowry, donadora del protón, y otra molécula de NH3\text{NH}_3 actúa como una base de Brønsted-Lowry, receptora del protón. Este es un ejemplo de una reacción de autoionización.
A continuación, las reacciones ácido-base:
LiOH(ac)+HBr(ac)H2O(l)+LiBr(ac)\text{LiOH}(ac)+\text{HBr}(ac)\rightarrow\text{H}_2\text{O}(l)+\text{LiBr}(ac)
2 NH3NH4++NH22\text{ NH}_3\rightleftharpoons\text{NH}_4^++\text{NH}_2^-

Ejercicio 2: identificar los pares ácido-base conjugados

El ácido fluorhídrico, HF\text{HF}, es un ácido débil que se disocia en agua según la siguiente ecuación:
HF(ac)+H2O(l)H3O+(ac)+F(ac)\text{HF}(ac)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons\text{H}_3\text{O}^+(ac)+\text{F}^-(ac)
¿Cuál es la base conjugada de HF\text{HF} en esta reacción?
Escoge 1 respuesta:
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En esta reacción, HF\text{HF} actúa como un ácido de Brønsted-Lowry al donar su protón al H2O\text{H}_2\text{O}. Después de donar un protón, se forma el anión F\text{F}^-.
El anión fluoruro, F\text{F}^-, es la base conjugada de HF\text{HF}.
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