Grado 11

Grado 11EquilibrioTeoría de Ácidos y Bases


Concepto de Bronsted-Lowry


El concepto de Bronsted-Lowry de ácidos y bases es un modelo importante para entender las reacciones químicas y el equilibrio en química. Desarrollado por el químico danés Johannes Nicolaus Bronsted y el químico inglés Thomas Martin Lowry en 1923, esta teoría se centra en el movimiento de protones (iones H +) entre sustancias.

Definiciones básicas

Según el concepto de Bronsted-Lowry:

  • Ácido: Una sustancia que dona protones (iones H +) a otra sustancia.
  • Base: Una sustancia que acepta protones (iones H +) de otra sustancia.

La capacidad de donar o aceptar un protón define la naturaleza ácida o básica de un compuesto en la teoría de Bronsted-Lowry. Este concepto amplía la teoría de Arrhenius y proporciona un enfoque más general que se aplica a una amplia gama de reacciones químicas, incluidas las reacciones en soluciones no acuosas.

Equilibrio ácido-base

Un aspecto importante de la teoría de Bronsted-Lowry es el concepto de equilibrio en las reacciones ácido-base. Una reacción ácido-base puede representarse como:

HA + B ⇌ A- + HB+
    

En esta reacción:

  • HA es el ácido que dona un protón a la base B, formando la base conjugada A-.
  • B acepta el protón y forma el ácido conjugado HB+.
  • Esta reacción es reversible, alcanzando un estado de equilibrio.

Pareja ácido-base conjugada

Cada ácido tiene una base conjugada, y cada base tiene un ácido conjugado. Esto se debe a la naturaleza reversible de las reacciones de transferencia de protones. La base conjugada es la especie que queda después de que el ácido dona su protón, y el ácido conjugado es la especie que se forma cuando la base acepta un protón.

Por ejemplo, en la reacción:

NH4+ + OH- ⇌ NH3 + H2O
    

Aquí, NH4+ es el ácido y OH- es la base. Después de la reacción:

  • NH3 (amoniaco) es la base conjugada de NH4+.
  • H2O (agua) es el ácido conjugado de la base OH-.

Visualización de reacciones ácido-base

Representemos gráficamente la reacción ácido-base:

HA B A- HB+ Equilibrio

En esta ilustración, la línea azul sólida muestra la reacción directa donde HA dona un protón a B para formar A- y HB+. La línea discontinua muestra la reacción inversa, ilustrando la naturaleza dinámica del equilibrio.

Agua: Un caso especial

En el marco de Bronsted-Lowry, el agua es una sustancia anfotérica. Las sustancias anfotéricas pueden actuar como ácidos o bases, dependiendo de las condiciones de la reacción. Aquí hay algunos ejemplos:

HCl + H2O ⇌ Cl- + H3O+
    

En el primer ejemplo, el agua actúa como una base, aceptando un protón del ácido clorhídrico (HCl) para formar un ion hidronio (H3O+).

NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-
    

En el segundo ejemplo, el agua actúa como un ácido, donando un protón al amoníaco (NH3) para formar un ion hidróxido (OH-).

Esta capacidad de comportarse como un ácido y una base hace que el agua sea un medio versátil para las reacciones ácido-base en solución acuosa.

Fuerza de ácidos y bases

La fuerza de los ácidos y las bases se determina por su tendencia a donar o aceptar protones:

  • Ácido fuerte: Se disocia completamente en la reacción, donando prontamente un protón. Por ejemplo, el ácido clorhídrico (HCl).
  • Ácido débil: Se disocia parcialmente, no todas las moléculas donan protones. Por ejemplo, el ácido acético (CH3COOH).
  • Base fuerte: Acepta completamente protones en la reacción. Por ejemplo, el hidróxido de sodio (NaOH).
  • Base débil: Acepta parcialmente protones, como el amoníaco (NH3).

La fuerza del ácido y la base afecta la posición del equilibrio en una reacción ácido-base.

Ejemplos de reacciones de Bronsted-Lowry

Ejemplo 1: Amoníaco y agua

NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-
    

En esta reacción:

  • NH3 es una base y H2O actúa inicialmente como un ácido.
  • El ácido conjugado es NH4+ y la base conjugada es OH-.

Ejemplo 2: Ácido acético y agua

CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO- + H3O+
    

En esta reacción:

  • CH3COOH (ácido acético) es un ácido y H2O es inicialmente una base.
  • La base conjugada es CH3COO- y el ácido conjugado es H3O+.

Papel de los disolventes

Las reacciones de Bronsted-Lowry pueden ocurrir en una variedad de disolventes, no solo en agua. Los disolventes pueden afectar el equilibrio al estabilizar o desestabilizar ácidos y bases y sus conjugados. La capacidad del disolvente para donar o aceptar protones afecta la cinética de la reacción, proporcionando un nivel adicional de complejidad y flexibilidad en la predicción de resultados de las reacciones.

Ventajas del concepto de Bronsted-Lowry

El concepto de Bronsted-Lowry tiene varias ventajas sobre otras teorías:

  • Más general: Se aplica a una gama más amplia de reacciones que la teoría de Arrhenius, que se limita a reacciones acuosas.
  • Enfocándose en la transferencia de protones: Al centrarse en la transferencia de protones, proporciona una comprensión clara de los mecanismos involucrados en las reacciones ácido-base.
  • Pareja conjugada: El concepto de pares ácido-base conjugados ofrece una visión sobre la reversibilidad y el equilibrio de las reacciones.

Conclusión

La teoría de Bronsted-Lowry es uno de los conceptos fundamentales en química para entender ácidos, bases y sus reacciones. Al enfatizar la transferencia de protones y el equilibrio, proporciona una comprensión más completa del comportamiento químico en diversos entornos más allá de las soluciones acuosas, conforme a principios y prácticas químicas más amplias.


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