Ácidos y Bases de Bronsted-Lowry

La tipo de reacción ácido-base ha sido estudiado durante bastante tiempo. En 1680, Robert Boyle reportó rasgos de soluciones ácidas que incluyeron su capacidad para disolver muchas sustancias, cambiar los colores de ciertos colorantes naturales, y perder estos rasgos después de entrar en contacto con soluciones de álcali (bases). En el siglo XVIII, se reconoció que los ácidos tienen un sabor agrio, reaccionan con la piedra caliza para liberar una sustancia gaseosa (ahora conocida como CO₂), e interactúan con los álcalis para formar sustancias neutras. En 1815, Humphry Davy contribuyó en gran medida al desarrollo del concepto moderno ácido-base al demostrar que el hidrógeno es el componente esencial de los ácidos. Alrededor de ese mismo tiempo, Joseph Louis Gay-Lussac concluyó que los ácidos son sustancias que pueden neutralizar bases y que estas dos clases de sustancias pueden ser definidas sólo en términos de la otra. La importancia del hidrógeno fue reenfatizada en 1884 cuando Svante Arrhenius definió un ácido como un compuesto que se disuelve en el agua para producir cationes de hidrógeno (ahora reconocidos como iones de hidronio) y una base como un compuesto que se disuelve en el agua para producir aniones de hidróxido.

Ácidos y bases de Brønsted-Lowry

Johannes Brønsted y Thomas Lowry propusieron en 1923 una descripción más general en la que los ácidos y las bases se definieron en términos de la transferencia de iones de hidrógeno, H⁺. (Observe que estos iones de hidrógeno a menudo se denominan simplemente como protones, ya que esa partícula subatómica es el único componente de los cationes derivados del isótopo de hidrógeno más abundante, ¹H.) Un compuesto que dona un protón a otro compuesto se llama ácido de Brønsted-Lowry, y un compuesto que acepta un protón se llama base de Brønsted-Lowry. Una reacción ácido-base es, por lo tanto, la transferencia de un protón de un donante (ácido) a un aceptor (base).

El concepto de pares conjugados es útil para describir las reacciones ácido-base de Brønsted-Lowry (y otras reacciones reversibles, también). Cuando un ácido dona un H⁺, la especie resultante recibe el nombre de base conjugada del ácido porque reacciona como un aceptor de protones en la reacción inversa. Asimismo, cuando una base acepta H⁺, se convierte en su ácido conjugado. La reacción entre el agua y el amoníaco ilustra esta idea como se muestra a continuación.

En la dirección de avance, el agua actúa como un ácido donando un protón al amoníaco y, posteriormente, convirtiéndose en un ion hidróxido, OH⁻, la base conjugada del agua. El amoníaco actúa como base para aceptar este protón, convirtiéndose en un ion amónico, NH₄⁺, el ácido conjugado del amoníaco. En la dirección inversa, un ion hidróxido actúa como base para aceptar un protón de un ion amónico, el cual actúa como un ácido.

Los ácidos y bases fuertes se disocian completamente en una solución. Sus ácidos y bases conjugados son extremadamente débiles y no pueden donar ni aceptar los protones, respectivamente, para llevar a cabo la reacción inversa; por lo tanto, las reacciones que implican ácidos y bases fuertes esencialmente se completan cuando ocurren en una solución acuosa. Por otra parte, los ácidos y bases débiles se disocian parcialmente en las soluciones y producen bases y ácidos débiles conjugados, respectivamente. Estos ácidos o bases débiles conjugadas pueden llevar a cabo la reacción inversa, y por lo tanto las reacciones de ácido y base débil alcanzan un equilibrio dependiendo de las fuerzas relativas de los ácidos y bases débiles. En resumen, un ácido más fuerte producirá una base conjugada igualmente más débil, mientras que una base más fuerte producirá un ácido conjugado igualmente más débil y viceversa. La tabla 1 muestra la relación entre los diferentes pares ácido-base conjugados.

Tabla 1:Fuerza relativa de unos pocos pares ácido-base conjugados.

Este texto es adaptado de Openstax, Química 2e, Sección 14.4 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry.