TEORIA DE LOS ACIDO

Teoría ácido-base de Brønsted-Lowry

En química, la teoría de Brönsted-Lowry es una teoría ácido-base, propuesta independientemente por el danés Johannes Nicolaus Brønsted y el británico Thomas Martin Lowry en 1923.1 2 En este sistema, ácidos de Brønsted y bases de Brønsted se definen, por el cual un ácido es una molécula o ion que es capaz de bajar, o "donar", un hidrógeno catiónico (protón, H+), y una base de una especie con la capacidad para ganar, o "aceptar", un catión de hidrógeno (protones).

El agua es a la vez ácido y base. Una molécula H2O actúa como base y gana un protón H+ y se convierte en H3O+; la otra molécula H2O actúa como ácido y pierde un protón H+ para comvetirse en OH-.

Propiedades de los ácidos y las bases

De esto se deduce que, si un compuesto se comporta como un ácido, para donar un protón, debe existir una base para aceptar el protón. Así, el concepto de Brønsted-Lowry puede ser definido por la reacción:

ácido + base base conjugada + ácido conjugado.

La base conjugada es el ion o molécula que queda después de que el ácido ha perdido un protón, y el ácido conjugado es la especie creados cuando la base acepta el protón. La reacción puede proceder en cualquier dirección hacia la derecha o la izquierda, en cada caso, el ácido dona un protón a la base.

El agua es anfótero y puede actuar como un ácido o como una base. En la reacción entre el ácido acético, CH3CO2H, y el agua, H2O, el agua actúa como una base.

CH3COOH + H2O CH3COO− + H3O+

El ion acetato, CH3CO2-, es la base conjugada del ácido acético y el ion hidronio, H3O+, es el ácido conjugado de la base, el agua.

El agua también puede actuar como un ácido, por ejemplo, cuando reacciona con el amoníaco. La ecuación dada para esta reacción es:

H2O + NH3 OH− + NH4+

en la que H 2 O dona un protón NH 3 . El hidróxido de iones es la base conjugada del agua que actúa como un ácido y el ion amonio es el ácido conjugado de la base, el amoníaco.

Un ácido fuerte, tal como ácido clorhídrico, se disocia completamente. Un ácido débil, tal como ácido acético, puede disociarse parcialmente, la constante de disociación del ácido, pKa, es una medida cuantitativa de la fuerza del ácido.

Una amplia gama de compuestos se pueden clasificar en el marco de Brönsted-Lowry: ácidos minerales y derivados tales como sulfonatos , fosfonatos , etc, ácidos carboxílicos, aminas, ácidos de carbono, 1,3-dicetonas tales como la acetilacetona, el acetoacetato de etilo, y el ácido de Meldrum, y muchos más.

Una base de Lewis, que se define como un donante de par de electrones, puede actuar como una base de Bronsted-Lowry ya que el par de electrones pueden ser donados a un protón. Esto significa que el concepto de Brönsted-Lowry no se limita a las soluciones acuosas. Cualquier donante disolvente S puede actuar como un aceptor de protones.

AH + S: A− + SH+

Los disolventes típicos donantes utilizados en la química ácido-base, tales como sulfóxido de dimetilo o amoniaco líquido tienen un átomo de oxígeno o nitrógeno con un par solitario de electrones que se pueden utilizar para formar un enlace con un protón.

Ácidos y bases de Lewis

El químico estadounidense Lewis dio una definición acerca del comportamiento de la base, la cual se puede definir como una sustancia que puede donar un par de electrones, y para el ácido como una sustancia que puede aceptar un par de electrones.1 En 1923 y desarrolló en 1938 su teoría de ácidos y bases:2

El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitarios. El amoníaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácido de Lewis típico. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición. Los ácidos de Lewis tales como el cloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de zinc y el cloruro de hierro (III) son catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas.

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