Ácidos y Bases según Brønsted-Lowry

La teoría de Brønsted-Lowry, propuesta por los químicos Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry en 1923, amplía el concepto de ácidos y bases más allá de la teoría de Arrhenius. El enfoque de esta teoría es útil para entender reacciones ácido-base en soluciones no acuosas y en fases gaseosas.

Objetivo de aprendizaje

• Identificar pares conjugados ácido-base para ácidos y bases de Brønsted-Lowry.

1. Definición de ácido y base de Brønsted-Lowry

Un ácido de Brønsted-Lowry es cualquier sustancia que puede donar un protón (H⁺), mientras que una base de Brønsted-Lowry es cualquier sustancia que puede aceptar un protón. Esta teoría se basa en la transferencia de protones entre ácidos y bases.

El ion hidrógeno (H⁺) también se le llama protón porque el átomo de H consta de un solo protón y un electrón, por ende, cuando el ion H⁺ pierde su electrón, la única partícula que queda es un protón.

Ejemplo 1: Reacción entre el ácido clorhídrico y el agua

HCl​ + H₂​O → H₃O⁺​ + Cl⁻

En esta reacción, el ácido clorhídrico (HCl) dona un protón al agua (H₂O), convirtiéndose en el ion cloruro (Cl^–). El agua actúa como una base, aceptando el protón y formando el ion hidronio (H₃O⁺).

• HCl: Ácido de Brønsted-Lowry (donador de H⁺).
• H₂O: Base de Brønsted-Lowry (aceptor de H⁺).

Ejemplo 2: Reacción entre el amoníaco y el agua

NH₃​ + H₂​O → NH₄⁺​ + OH⁻

En esta reacción, el amoníaco (NH₃​) actúa como una base al aceptar un protón del agua (H₂​O), convirtiéndose en el ion amonio (NH₄⁺). El agua dona un protón y se convierte en el ion hidróxido (OH⁻).

• NH₃: Base de Brønsted-Lowry (aceptor de H⁺).
• H₂O: Ácido de Brønsted-Lowry (donador de H⁺).

2. Pares conjugados ácido-base

Cada ácido de Brønsted-Lowry tiene una base conjugada correspondiente, que se forma cuando el ácido dona un protón. De manera similar, cada base de Brønsted-Lowry tiene un ácido conjugado correspondiente, que se forma cuando la base acepta un protón.

Ejemplo 3: Ácido acético y agua

CH₃​COOH + H₂​O → CH₃​COO⁻ + H₃​O⁺

En esta reacción, el ácido acético (CH₃​COOH) dona un protón al agua, formando el ion acetato (CH₃​COO⁻) y el ion hidronio (H₃​O⁺). Aquí, el ácido acético es el ácido y su base conjugada es el ion acetato. El agua es la base y su ácido conjugado es el ion hidronio.

• CH₃COOH: Ácido de Brønsted-Lowry (donador de H⁺).
• CH₃COO⁻: Base conjugada del ácido acético.
• H₂O: Base de Brønsted-Lowry (aceptor de H⁺).
• H₃O⁺: Ácido conjugado del agua.

Ejemplo 4: Ácido sulfúrico y agua

H₂​SO₄ ​+ H₂​O → HSO₄⁻​ + H₃​O⁺

En esta reacción, el ácido sulfúrico (H₂​SO₄) dona un protón al agua, formando el ion bisulfato (HSO₄⁻) y el ion hidronio (H₃​O⁺). Aquí, el ácido sulfúrico es el ácido y su base conjugada es el ion bisulfato. El agua es la base y su ácido conjugado es el ion hidronio.

• H₂SO₄: Ácido de Brønsted-Lowry (donador de H⁺).
• HSO₄⁻: Base conjugada del ácido sulfúrico.
• H₂O: Base de Brønsted-Lowry (aceptor de H⁺).
• H₃O⁺: Ácido conjugado del agua.

3. Aplicaciones de la teoría de Brønsted-Lowry

La teoría de Brønsted-Lowry es fundamental en muchas áreas de la química, incluyendo:

• Bioquímica: Muchas reacciones enzimáticas involucran la transferencia de protones.
• Química Industrial: Procesos como la neutralización de ácidos y bases en el tratamiento de aguas.
• Medicina: Comprensión de cómo funcionan los antiácidos y otros medicamentos que afectan el pH corporal.
• Química Ambiental: Estudios sobre la acidificación de los océanos y la lluvia ácida.

En resumen, la teoría de Brønsted-Lowry proporciona una comprensión más amplia de los ácidos y las bases al enfocarse en la transferencia de protones. Esta teoría no solo se aplica en soluciones acuosas, sino también en fases gaseosas y otros medios, lo que la hace fundamental para muchas áreas de la química y sus aplicaciones prácticas. Al conocer esta teoría, los estudiantes pueden entender mejor las reacciones ácido-base en diversos contextos y su importancia en la vida diaria y la industria.

Actividad: Ejercicios de práctica

1. Identifique los reactivos que constituyen un ácido de Brønsted-Lowry y una base de Bronsted-Lowry en cada una de las siguientes reacciones:

a) HI(ac) + H₂O(l) → I^–(ac) + H₃O⁺(ac)
b) F^–(ac) + H₂O(l) ⮂ HF(ac) + OH^–(ac)
c) CO₃^2-(ac) + H₂O(l) ⮂ HCO₃^–(ac) + OH^–(ac)
d) H₂SO₄(ac) + H₂O(l) → HSO₄^–(ac) + H₃O⁺(ac)

2. Escribe la fórmula de la base conjugada de cada uno de los siguientes ácidos:

a) HCl
b) HI
c) HNO₃
d) HClO₃
e) HCO₃^–
f) CH₃NH₃⁺

3. Escribe la fórmula del ácido conjugado para cada una de las siguientes bases:

a) SO₃^2-
b) C₂H₃O₂^–
c) HPO₄^2-
d) Br^–
e) CN^–
f) NH₃

4. Identifique los pares ácido-base de Brønsted-Lowry en cada una de las siguientes ecuaciones:

a) H₂CO₃(ac) + H₂O(l) ⮂ HCO₃^–(ac) + H₃O⁺(ac)
b) NH₄⁺(ac) + H₂O(l) ⮂ NH₃(ac) + H₃O⁺(ac)
c. HCN(ac) + NO₂^–(ac) ⮂ CN^–(ac) + HNO₂(ac)

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