8.3.- Teoría de Brönsted - Lowry

Johannes Niclaus Brönsted (1879 - 1947)Thomas Martin Lowry (1874 - 1936)La teoría de Arrhenius sólo servía para ácidos y para bases en solución acuosa. En 1923, de forma independiente y casi simultánea, N. Brönsted (a la izquierda) y T. M. Lowry (a la derecha) elaboraron un concepto más amplio, que puede resumirse de la siguiente manera:

  • Ácido: Sustancia que tiende a dar protones a otra.

  • Base: Sustancia que tiende a aceptar protones cedidos por un ácido.

Por ejemplo:

 

  H2O + HCl  à H3O+ + Cl- (ac)  
                 
  base1 + ácido2 à ácido1 + base2  

 

  CH3COOH + H2O CH3COO- (ac) + H3O+  
                 
  ácido1 + base2 base1 +  ácido2  

                

Esta teoría plantea que cuando una sustancia pierde un protón, se está comportando como un ácido, pero una vez se ha desprendido de él, como las reacciones son de equilibrio, podría volver a cogerlo por lo que se transforma en una base, la base conjugada del ácido. De manera similar, una base acepta protones, pero una vez lo ha captado, puede desprenderse de él, transformándose en un ácido, su ácido conjugado:

ácido1 + base2          base1 + ácido2

el ácido1 y la base1 forman lo que se denomina un par ácido ‑ base conjugado, (al igual que el ácido2 y la base2).

 

Según esta definición, en la reacción:

HCl + NH3      à        Cl- + NH4+

el amoniaco es una base ya que tiende a aceptar los protones cedidos por un ácido.

Estructuralmente una sustancia es un ácido en potencia si posee átomos de hidrógeno; mientras que, una sustancia es una base en potencia si posee algún átomo con un par o más de electrones no enlazantes, en los que el protón queda unido mediante un enlace covalente coordinado o dativo.

La principal ventaja de esta teoría es que permite ordenar de mayor a menor la fuerza de los ácidos. Toda sustancia capaz de ceder protones a otra, será un ácido más fuerte que ésta. Según la citada teoría, una sustancia actuará como ácido frente a otra de menor acidez y como base frente a otra de mayor acidez, es decir, que hasta un ácido puede actuar como base; por ejemplo:

HClO4 + HNO3 à NO2ClO4  +    H2O
         
ácido   base    

el ácido perclórico libera un protón por lo que se comporta como ácido, mientras que el ácido nítrico aquí actúa como base ya que lo capta. Por lo tanto, una sustancia actuará como base frente a cualquier otra sustancia que sea un ácido más fuerte que él, (en este caso, el ácido perclórico es más fuerte que el ácido nítrico).

 

Se denominan sustancias anfóteras o anfipróticas a aquellas que pueden actuar como ácido o como base según el medio en el que se encuentren. Este es el caso del agua o del ion bisulfato entre otros:

 

  • como ácido:
  HSO4-  +  OH-             SO4-2 + H2O
     
  • como base:
  HSO4- + H3O+          H2SO4 + H2O

   

De forma análoga a la teoría de Arrhenius, también se definen las constantes de acidez y basicidad como:

                       

HA + H2O             A- + H3O+

 

     

B + H2O              BH+ + OH-

 

que permiten ordenarlos según su fuerza relativa respecto al agua.

A continuación te mostramos dos tablas con las constantes de acidez y basicidad de los ácidos y las bases más comunes:

            Para los ácidos:

Fuerza Ácido Base conjugada Ka pKa

ácidos
fuertes

Ka  >  55,55

HClO4 ClO4- - -
HCl, HBr, HI Cl-, Br-, I- - -
HNO3 NO3- - -
H2SO4 HSO4- - -
H3O+ H2O 55,55 -1,74

ácidos
semifuertes

55,55 > Ka > 10-4

HIO3 IO3- 1,9.10-1 0,72
H2SO3 HSO3- 1,7.10-2 1,77
HSO4- SO4-2 1,2.10-2 1,92
HClO2 ClO2- 1,0.10-2 2,00
H3PO4 H2PO4- 7,5.10-3 2,12
HCOOH HCOO- 1,8.10-4 3,74

ácidos
débiles

10-4 > Ka > 10-10

CH3COOH CH3COO- 1,8.10-5 4,74
H2CO3 HCO3- 4,3.10-7 6,37
H2S HS- 9,1.10-8 7,04
H2PO4- HPO4-2 6,2.10-8 7,21
NH4+ NH3 5,6.10-10 9,25
HCN CN- 4,9.10-10 9,31

ácidos
muy débiles

Ka < 10-10

HCO3- CO3-2 6,0.10-11 10,22
HIO IO- 1,0.10-11 11,00
HPO4-2 PO4-3 4,8.10-13 12,32
HS- S-2 1,0.10-13 13,00
H2O OH- 1,8.10-16 15,74

 

y para las bases:

Fuerza Base Ácido conjugado Kb pKb

Bases
fuertes

Li(OH), K(OH) Li+ , K+ - -
Na(OH) Na+ - -
Ca(OH)2 Ca+2 - -
Ba(OH)2 Ba+2 - -

bases
débiles

CO3-2 HCO3- 1,7.10-4 3,77
CN- HCN 2,0. 10-5 4,69
NH3 NH4+ 1,8. 10-5 4,75
N2H4 N2H5+ 9,0. 10-7 6,05

bases
muy débiles

NH2OH NH3OH+ 1,0. 10-9 9,00
C6H5NH2 C6H5NH3+ 3,8. 10-10 9,42

de las dos tablas anteriores se puede observar fácilmente que a medida que un ácido es más fuerte, su base conjugada será más débil y viceversa, si un ácido es muy débil, su base conjugada será muy fuerte.

La teoría de Brönsted ‑ Lowry también tiene sus limitaciones, ya que hay sustancias con un comportamiento típicamente ácido y que no poseen átomos de hidrógeno.