Teoría ácido-base de Brønsted-Lowry

Teoría química sobre ácidos y bases.

La teoría de Brønsted-Lowry (también llamada teoría de protones de ácidos y bases ^[1] ) es una teoría de la 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 La base 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 mediante el intercambio de un protón (el catión de hidrógeno o H ⁺ ). Esta teoría generaliza la teoría de Arrhenius .

Definiciones de ácidos y bases.

Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry , de forma independiente, 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 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 físicos químicos 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, generalizándolos. Esto se ilustra mejor mediante 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 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 que participan en la reacción suelen estar 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 ⁻ ). H ₂ O es una base porque acepta un protón de CH ₃ COOH y se convierte en su ácido conjugado, el ion hidronio ( H ₃ O ⁺ ). ^[9]

Lo contrario de una reacción ácido-base es también 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 lo es en relación con una base, y viceversa . El agua es anfótera ya que puede actuar como ácido o como base. En la imagen que se muestra a 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 H2O _y el ion hidróxido es una base debido a la reacción de autoseparación.

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

Una reacción análoga ocurre en el amoníaco líquido.

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

Por tanto, el ion amonio, NH+4, en amoníaco líquido corresponde al ion hidronio en agua y al ion amida, NH−2en amoníaco, al ion hidróxido en agua. Las sales de amonio se comportan como ácidos y las amidas 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 moléculas que contienen carbono. Debido a que el DMSO acepta protones con más fuerza que _el H2O , el ácido se vuelve más fuerte en este disolvente que en el 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 carbónicos , donde se extrae un protón de un enlace C-H . ^{[ página necesaria ]}

Algunos disolventes no acuosos pueden comportarse como ácidos. Un disolvente ácido hará que las sustancias disueltas sean más básicas. Por ejemplo, el compuesto CH ₃ COOH se conoce como ácido acético ya que se comporta como un ácido en el agua. Sin embargo se comporta como una base en cloruro de hidrógeno líquido , un disolvente mucho más ácido. ^[12]

${\displaystyle {\ce {HCl + CH3COOH <=> Cl- + CH3C(OH)2+}}}$^{[ página necesaria ]}

Comparación con la teoría ácido-base de Lewis

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 ceder un par de electrones a un ácido de Lewis , un compuesto que puede aceptar un par de electrones. ^{[13] [14]} La propuesta de Lewis explica la clasificación de Brønsted-Lowry utilizando una estructura electrónica.

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

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

Aducto de amoníaco 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 ". ^[14] 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 se forma el aducto H ₃ N − BF ₃ de amoníaco y trifluoruro de boro , una reacción que no puede ocurrir en el agua porque el trifluoruro de boro reacciona violentamente con el agua en una reacción de hidrólisis.

${\displaystyle {\ce {BF3 + 3H2O -> B (OH)3 + 3HF}}}$

${\displaystyle {\ce {HF <=> H+ + F-}}}$

Estas reacciones ilustran que BF ₃ es un ácido en las clasificaciones de Lewis y Brønsted-Lowry y muestran que ambas teorías concuerdan entre sí. ^{[ cita necesaria ]}

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

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

En este caso el ácido no se divide, pero sí la base, _H2O . Una solución de B(OH) ₃ es ácida porque en esta reacción se desprenden iones de hidrógeno.

Existe fuerte evidencia de que las soluciones acuosas diluidas de amoníaco contienen cantidades mínimas 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. ^[15]

Comparación con la teoría Lux-Flood

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

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

no está cubierto en la definición de ácidos y bases de Brønsted-Lowry. Por otro lado, 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 SiO ₂ disuelto es un ácido débil en el sentido de Brønsted-Lowry. ^[dieciséis]

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

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

Según la teoría de 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 .

Referencias

1. "Teoría de Brønsted-Lowry | química". Enciclopedia Británica . Consultado el 7 de marzo de 2021 .
2. Bronsted, 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). Los fundamentos de la química . Grupo editorial Greenwood. págs. 157-161. ISBN 978-0-313-31664-7.
5. Masterton, William; Hurley, Cecilia; Neth, Edward (2011). Química: principios y reacciones. Aprendizaje Cengage. pag. 433.ISBN _ 978-1-133-38694-0.
6. Menguante, Darrell; Gammon, Steven D. (2010). Química general, edición mejorada. Aprendizaje Cengage. págs. 644–645. ISBN 978-0-538-49752-7.
7. Whitten, Kenneth; Davis, Raymond; Peck, Larry; Stanley, George (2013). Química. Aprendizaje Cengage. pag. 350.ISBN​ 978-1-133-61066-3.
8. Lew, Kristi (2009). Ácidos y bases. Publicación de bases de datos. ISBN 9780791097830.
9. Patricio, Graham (2012). Notas instantáneas en química orgánica. Taylor y Francisco. pag. 76.ISBN _ 978-1-135-32125-3.
10. Vacaciones, Alaska; Massy, ​​AG (1965). Química Inorgánica en Solventes No Acuosos . Prensa de Pérgamo.
11. Reich, Hans J. "Tabla Bordwell pKa (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. Waddington, TC (1965). Sistemas de disolventes no acuosos . Nueva York: Academic Press.
13. Miessler, GL, Tarr, DA, (1991) " Química inorgánica " 2ª ed. Pearson Prentice-Hall págs. 170-172
14. 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.
15. Housecroft, CE; Sharpe, AG (2004). Química inorgánica (2ª ed.). Prentice Hall. pag. 187.ISBN​ 978-0-13-039913-7.
16. Pauling, Linus (1960). La naturaleza del enlace químico (3ª ed.). Ítaca: Prensa de la Universidad de Cornell. pag. 557.

Bibliografía

• Stoker, H. Stephen (2012). Química General, Orgánica y Biológica. Aprendizaje Cengage. ISBN 978-1-133-10394-3.
• Myers, Richard (2003). Los fundamentos de la química. Grupo editorial Greenwood. ISBN 978-0-313-31664-7.
• Patricio, Graham (2012). Notas instantáneas en química orgánica. Taylor y Francisco. pag. 76.ISBN _ 978-1-135-32125-3.
• Srivastava, HC (2003). Nootan - Química ISC (7 ed.). India: Nageen Prakashan. ISBN 978-93-80088-89-1.
• Ramakrishna, A. (2014). QUÍMICA DEL CURSO FUNDACIÓN IIT de Goyal: Para Clase-10. Hermanos Goyal Prakashan. pag. 85. GGKEY:DKWFNS6PECF.
• Masterton, William; Hurley, Cecilia; Neth, Edward (2011). Química: principios y reacciones. Aprendizaje Cengage. ISBN 978-1-133-38694-0.
• Whitten, Kenneth; Davis, Raymond; Peck, Larry; Stanley, George (2013). Química. Aprendizaje Cengage. ISBN 978-1-133-61066-3.
• Menguante, Darrell; Gammon, Steven D. (2010). Química general, edición mejorada. Aprendizaje Cengage. págs. 644–645. ISBN 978-0-538-49752-7.