¿Cómo se define la teoría Ácido-Base de Brønsted y Lowry?
Ingeniera Química
Una sustancia que es capaz de donar un protón es un ácido, mientras que, quien recibe ese protón, es una base. Esta definición bien general de ácidos y bases la trajeron los químicos J.N. Brønsted y T.M. Lowry en 1923, basándose en el concepto de transferencia de H+ en una reacción ácido–base.
Arrhenius definió a los protones H+ como especies aisladas, aunque hoy en día se sabe que en solución tienen alta atracción con las moléculas de agua y se encuentran formando los iones hidronios (\({H_3}{O^ + }\)). En base a estos dos conceptos exploramos una reacción ácido-base conocida:
\(H{C_2}{H_3}{O_2}_{\left( {ac} \right)} + {H_2}{O_{\left( l \right)}} \leftrightarrow {C_2}{H_3}{O_2}{^ – _{\left( {ac} \right)}} + \;{H_3}{O^ + }_{\left( {ac} \right)}\)
En este caso, el ácido acético es quien dona un hidrógeno ácido mientras que el agua actúa como base tomando el protón donado. A su vez, dos nuevas especies iónicas se forman, las cuales son los ácidos y las bases conjugadas de los ácidos y bases de los que provienen. En este caso, la especie \({C_2}{H_3}{O_2}^ – \) es la base conjugada del ácido acético mientras que \({H_3}{O^ + }\) es el ácido conjugado del agua. Por lo tanto, el par ácido-base conjugado sólo difieren en la presencia de un hidrógeno ácido y, además, se cumple la premisa que todo ácido tiene su base conjugada y a la inversa.
Ahora revisemos la siguiente reacción:
\(N{H_3}_{\left( {ac} \right)} + {H_2}{O_{\left( l \right)}} \leftrightarrow N{H_4}{^ + _{\left( {ac} \right)}} + \;O{H^ – }_{\left( {ac} \right)}\)
En este caso, contamos con un par ácido-base conjugado que es agua e ion oxhidrilo respectivamente, y una base, el amoníaco, con su par conjugado, la especie de carácter ácida \(N{H_4}^ + \).
Ahora bien, se preguntarán ¿cómo es que el agua actúa tanto como ácido como base? Esa habilidad es conocida como anfoterismo. Es decir, una sustancia que puede actuar de ambas maneras dependiendo con quien se la combine es una sustancia anfótera.
Así como definimos los pares conjugados, ellos tienen una característica peculiar: cuanta más fuerza ácida tiene el ácido del par, menor fuerza básica tendrá su base conjugada, y es análogo para el caso de las bases, cuanta mayor fuerza de basicidad tenga la base, su par conjugado disminuirá la fuerza del ácido. Se preguntarán ¿de qué fuerza estamos hablando?
Pues bien, cuando un ácido es fuerte hablamos de una especie que es capaz de donar por completo el hidrógeno ácido, transfiriendo todos sus protones al agua y disociándose por completo. Caso contrario son los ácidos débiles, quienes se ionizan parcialmente en solución acuosa, esto implica que parte del ácido se encontrará como especies disociadas y parte conservará su estructura. Veamos los siguientes ejemplos típicos:
\(HC{l_{\left( g \right)}} + {H_2}{O_{\left( l \right)}} \to C{l^ – }_{\left( {ac} \right)} + \;{H_3}{O^ + }_{\left( {ac} \right)}\)
Este es un ácido fuerte, puesto que se disocia por completo, y análogamente ocurre con el hidróxido de sodio, el cual es una base fuerte:
\(NaO{H_{\left( s \right)}} \to N{a^ + }_{\left( {ac} \right)} + \;O{H^ – }_{\left( {ac} \right)}\)
Si exploramos la reacción del ácido acético en solución acuosa, notamos que existe un equilibrio entre las especies, puesto que la disociación no es completa y, por ende, existe una constante de acidez termodinámica que gobierna el proceso, la cual se expresa en función de las actividades de las especies; sin embargo, en soluciones diluidas, puede estimarse a través de las concentraciones molares:
\(Ka = \frac{{\left[ {{C_2}{H_3}{O_2}^ – } \right]\left[ {{H_3}{O^ + }} \right]}}{{\left[ {H{C_2}{H_3}{O_2}} \right]}}\)
Mientras que para el caso de bases débiles podemos describir el grado en que dicha base se ioniza si hablamos de su constante termodinámica de basicidad, tal es el caso del amoníaco:
\(Kb = \frac{{\left[ {N{H_4}^ + } \right]\left[ {O{H^ – }} \right]}}{{\left[ {N{H_3}} \right]}}\)
Estas constantes se encuentran tabuladas a temperaturas de referencia mientras que también existe bibliografía que nos indican el nivel de acidez o basicidad de determinados compuestos.
Por último, haremos referencia a la autoionización del agua, como ya vimos el agua posee tanto una base como un ácido conjugado pudiendo describir ese fenómeno en su reacción de ionización:
\(2{H_2}{O_{\left( l \right)}} \leftrightarrow \) \(O{H^ – }_{\left( {ac} \right)} + {H_3}{O^ + }_{\left( {ac} \right)}\)
Este proceso lo podríamos definir como hicimos previamente a través de la constante involucrada, la cual sería:
\(Kc = \frac{{\left[ {{H_3}{O^ + }} \right]\left[ {O{H^ – }} \right]}}{{{{\left[ {{H_2}O} \right]}^2}}}\)
Recurriendo a un arreglo matemático podríamos expresar el producto iónico del agua como la siguiente constante:
\(Kw = \left[ {{H_3}{O^ + }} \right]\left[ {O{H^ – }} \right]\)
Cuyo valor a 25ºC es constante y es: 1×10-14, lo cual implica que, si la solución es neutra, es decir, igual cantidad de ácido que de base, cada una de las concentraciones de las especies iónicas será de: 1×10-7 mol/L.
Trabajo publicado en: Nov., 2022.
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