Teoría ácido-base de Brønsted-Lowry

Teoría química de ácidos y bases

La teoría de Brønsted-Lowry (también llamada teoría de protones de ácidos y bases ^[1] ) es una teoría de reacción ácido-base que fue desarrollada por primera vez por Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry de forma independiente en 1923. ^{[2] [3]} 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 por intercambio de un protón (el catión 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 que 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). ^[4]

En 1923, los químicos físicos Johannes Nicolaus Brønsted en Dinamarca y Thomas Martin Lowry en Inglaterra propusieron de forma independiente la teoría que lleva su nombre. ^{[5] [6] [7]} En la teoría de Brønsted-Lowry, los ácidos y las bases se definen por la forma en que reaccionan entre sí, lo que los generaliza. Esto se ilustra mejor con una ecuación de equilibrio.

ácido + base ⇌ base conjugada + ácido conjugado .

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

${\displaystyle {\ce {HA + B <=> A- + HB+}}}$

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 en la reacción generalmente están en equilibrio dinámico entre sí. ^[8]

Soluciones acuosas

El ácido acético , un ácido débil , dona un protón ( hidrón ) al agua en una reacción de equilibrio para dar el ion acetato y el ion hidronio .

  Oxígeno

  Carbón

  Hidrógeno

  Protón ( hidrón )

Considere la siguiente reacción ácido-base:

${\displaystyle {\ce {CH3 COOH + H2O <=> CH3 COO- + H3O+}}}$

El ácido acético , CH ₃ COOH , es un ácido porque dona un protón al agua ( H ₂ O ) y se convierte en su base conjugada, el ion acetato ( CH ₃ COO ⁻ ). El H ₂ O es una base porque acepta un protón del CH ₃ COOH y se convierte en su ácido conjugado, el ion hidronio , ( H ₃ O ⁺ ). ^[9]

La reacción inversa 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.

${\displaystyle {\ce {H3O+ + CH3 COO- <=> CH3COOH + H2O}}}$

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 naturaleza anfótera del agua

La esencia de la teoría de Brønsted-Lowry es que un ácido sólo es tal en relación con una base, y viceversa . El agua es anfótera , ya que puede actuar como ácido o como base. En la imagen de la derecha, una molécula de H ₂ O actúa como base y gana H ⁺ para convertirse en H ₃ O ⁺ mientras que la otra actúa como ácido y pierde H ⁺ para convertirse en OH ⁻ .

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

${\displaystyle {\ce {{\overset {(acid)}{Al(OH)3}}{}+ OH- <=> Al(OH)4^-}}}$

${\displaystyle {\ce {3H+{}+ {\overset {(base)}{Al(OH)3}}<=> 3H2O{}+ Al_{(aq)}^3+}}}$

Soluciones no acuosas

El ion hidrógeno, o ion hidronio, es un ácido de Brønsted-Lowry cuando se disuelve en H ₂ O y el ion hidróxido es una base debido a la reacción de autoionización del agua .

${\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}$

Una reacción análoga ocurre en el amoníaco líquido.

${\displaystyle {\ce {NH3 + NH3 <=> NH4+ + NH2-}}}$

Por lo tanto, el ion amonio, NH+4, en amoniaco líquido corresponde al ion hidronio en agua y al ion amida, NH−2En el amoniaco, al ion hidróxido en el agua. Las sales de amonio se comportan como ácidos y las amidas metálicas como bases. ^[10]

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

${\displaystyle {\ce {HA + S <=> A- + SH+}}}$

donde S representa una molécula de disolvente. Los más importantes de estos disolventes son el dimetilsulfóxido , DMSO, y el acetonitrilo , CH ₃ CN , ya que estos disolventes se han utilizado ampliamente para medir las constantes de disociación ácida de las moléculas que contienen carbono. Debido a que el DMSO acepta protones con mayor fuerza que el H ₂ O, el ácido se vuelve más fuerte en este disolvente que en agua. ^[11] De hecho, muchas moléculas se comportan como ácidos en soluciones no acuosas, pero no en soluciones acuosas. Un caso extremo ocurre con los ácidos de carbono , donde se extrae un protón de un enlace C−H . ^[12]

Algunos disolventes no acuosos pueden comportarse como ácidos. Un disolvente ácido hará que las sustancias disueltas se vuelvan 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 fluoruro de hidrógeno líquido , un disolvente mucho más ácido. ^[13]

${\displaystyle {\ce {CH3COOH + 2HF <=> CH3C(OH)2+ + HF2-}}}$

Comparación con la teoría ácido-base de Lewis

En el mismo año en que Brønsted y Lowry publicaron su teoría, GN 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. ^{[14] [15]} La propuesta de Lewis explica la clasificación de Brønsted-Lowry utilizando la estructura electrónica.

${\displaystyle {\ce {HA + B <=> A- + BH+}}}$

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

Aducto de amoniaco y trifluoruro de boro

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 ". ^[15] 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 H ₃ N−BF ₃ se forma a partir de amoníaco y trifluoruro de boro , una reacción que no puede ocurrir en agua porque el trifluoruro de boro se hidroliza en agua. ^[16]

${\displaystyle {\ce {4BF3 + 3H2O -> B(OH)3 + 3HBF4}}}$^[16]

La reacción anterior ilustra que el BF3 _es un ácido tanto en la clasificación de Lewis ^[17] como en la de Brønsted–Lowry y muestra que ambas teorías concuerdan entre sí. ^{[ cita requerida ]}

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

${\displaystyle {\ce {B(OH)3 + H2O <=> B(OH)4- + H+}}}$

En este caso, el ácido no se descompone, sino la base, H2O _. 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 minúsculas del ion amonio.

${\displaystyle {\ce {H2O + NH3 -> OH- + NH+4}}}$

y que, cuando se disuelve en agua, el amoníaco funciona como una base de Lewis. ^[18]

Comparación con la teoría Lux-Flood

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

${\displaystyle {\ce {2MgO + SiO2 -> Mg2 SiO4}}}$

No está contemplado en la definición de ácidos y bases de Brønsted-Lowry. Por otra parte, el óxido de magnesio actúa como base cuando reacciona con una solución acuosa de un ácido.

${\displaystyle {\ce {2H+ + MgO(s) -> Mg^{2+}(aq) + H2O}}}$

Se ha predicho que el dióxido de silicio disuelto , SiO ₂ , es un ácido débil en el sentido de Brønsted-Lowry. ^[19]

${\displaystyle {\ce {SiO2(s) + 2H2O <=> Si(OH)4 (solution)}}}$

${\displaystyle {\ce {Si(OH)4 <=> Si(OH)3O- + H+}}}$

Según la teoría Lux-Flood , los óxidos como el MgO y el SiO ₂ 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, SiO ₂ , como un óxido ácido. Esto es importante en geoquímica . ^{[ cita requerida ]}

Referencias

1. "Teoría de Brønsted–Lowry | Química". Enciclopedia Británica . Consultado el 7 de marzo de 2021 .
2. Brönsted, JN (1923). "Einige Bemerkungen über den Begriff der Säuren und Basen" [Algunas observaciones sobre el concepto de ácidos y bases ]. Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas . 42 (8): 718–728. doi :10.1002/recl.19230420815.
3. Lowry, TM (1923). "La singularidad del hidrógeno". Revista de la Sociedad de la Industria Química . 42 (3): 43–47. doi :10.1002/jctb.5000420302.
4. Myers, Richard (2003). Fundamentos de la química . Greenwood Publishing Group. págs. 157-161. ISBN. 978-0-313-31664-7.
5. Masterton, William; Hurley, Cecile; Neth, Edward (2011). Química: principios y reacciones. Cengage Learning. pág. 433. ISBN 978-1-133-38694-0.
6. Ebbing, Darrell; Gammon, Steven D. (2010). Química general, edición mejorada. Cengage Learning. págs. 644–645. ISBN 978-0-538-49752-7.
7. Whitten, Kenneth; Davis, Raymond; Peck, Larry; Stanley, George (2013). Química. Cengage Learning. pág. 350. ISBN 978-1-133-61066-3.
8. Lew, Kristi (2009). Ácidos y bases. Infobase Publishing. ISBN 9780791097830.
9. Patrick 2004, pág. 76.
10. Holliday, AK; Massy, ​​AG (1965). Química inorgánica en disolventes no acuosos . Pergamon Press.
11. Reich, Hans J. "Bordwell pKa Table (Acidez en DMSO)". Departamento de Química, Universidad de Wisconsin, EE. UU. Archivado desde el original el 9 de octubre de 2008. Consultado el 2 de noviembre de 2008 .
12. Smith, Michael; March, Jerry (2001). Química orgánica avanzada de March: reacciones, mecanismos y estructura (5.ª ed.). Nueva York: Wiley. pág. 328. ISBN 978-0-471-58589-3.
13. Waddington, TC (1965). Sistemas de disolventes no acuosos . Nueva York: Academic Press. pág. 69.
14. Miessler, GL, Tarr, DA, (1991) " Química inorgánica ", 2.ª edición, Pearson Prentice-Hall, págs. 170-172
15. Hall, Norris F. (marzo de 1940). "Sistemas de ácidos y bases". Revista de educación química . 17 (3): 124–128. Código Bibliográfico :1940JChEd..17..124H. doi :10.1021/ed017p124.
16. Wamser, Christian A. (1 de enero de 1951). "Equilibrios en el sistema trifluoruro de boro: agua a 25°". Revista de la Sociedad Química Americana . 73 (1): 409–416. doi :10.1021/ja01145a134. ISSN  0002-7863.
17. Patrick 2004, pág. 91.
18. Housecroft, CE; Sharpe, AG (2004). Química inorgánica (2.ª ed.). Prentice Hall. pág. 187. ISBN 978-0-13-039913-7.
19. Pauling, Linus (1960). La naturaleza del enlace químico (3.ª ed.). Ithaca: Cornell University Press. pág. 557.

Bibliografía

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• Myers, Richard (2003). Fundamentos de química. Greenwood Publishing Group. ISBN 978-0-313-31664-7.
• Patrick, Graham (2004). Notas instantáneas sobre química orgánica. Taylor & Francis. ISBN 978-1-135-32125-3.
• Srivastava, HC (2003). Nootan - Química ISC (7 ed.). India: Nageen Prakashan. ISBN 978-93-80088-89-1.
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