Teoría ácido-base de Brönsted-Lowry

La teoría fue propuesta por en danés Johannes Nicolaus Brönsted y en británicoThomas Martin Lowry en 1923 y mejoró ampliamente la teoría propuesta por Arrhenius.

La teoría de Brönsted-Lowry describe el comportamiento de  ácidos y bases, resaltando el concepto de pH y su importancia en los procesos químicos, biológicos y ambientales debido a que ayuda a entender por que un ácido o base fuerte desplazan a otro ácido o base débil de sus compuestos, contemplando a las reacciones ácido-base como una competencia por los protones.

Un ácido de Brönsted-Lowry se define como cualquier sustancia que tenga la capacidad de perder, o “donar un protón” o hidrogenión [H⁺].

Una base de Brönsted-Lowry es una sustancia capaz a ganar o “aceptar un protón” o hidrogenión [H⁺].

Así, bajo el concepto de Brönsted-Lowry, ácido es sinónimo de donador del hidrogenión [H⁺], mientras que la base significa un aceptor del hidrogenión [H⁺].

La reacción ácido-base es aquella en la que el ácido transfiere un protón a una base. 

 

El amoníaco recibe un protón del cloruro de hidrógeno y se comporta como una base de Brönsted-Lowry mientras que el cloruro de hidrógeno al donar el protón  se comporta como un ácido de Brönsted-Lowry.

Para que una sustancia actúe como un ácido de Brönsted-Lowry es necesario que el hidrógeno esté unido a un átomo más electronegativo que el.   De la misma forma, para que una sustancia actúe como base de Brönsted-Lowry es indispensable que tenga un par de electrones no compartidos con el cual  pueda establecerse el enlace covalente con el protón.

Par conjugado ácido-base

Brönsted-Lowry muestran la particular importancia de las soluciones acuosas.

Debe existir por lo tanto  una sustancia capaz de tomar los protones que otra libera, por lo que se habla de pares ácido – base conjugados.

Anfótero o anfotérico es la capacidad de una molécula que contiene un radical básico y otro ácido, pudiendo actuar de esta manera, según el medio en el que se encuentre, ya sea como ácido, o como base.  Los aminoácidos son un claro ejemplo de ello.

Si se trata de una solución acuosa, el agua (que también tiene carácter anfótero); es la que toma o libera los hidrogeniones [H⁺] reaccionando con el [H⁺OH^-] para formar el ión hidronio [H₃O⁺]. 
Cuando el agua acepta un protón, actúa como base.
Cuando el agua pierde un protón, actúa como ácido.

También el agua actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella como el amoníaco.

 

En esta reacción, el Cloruro de Hidrógeno gaseoso es el que trabaja como ácido y el agua como la base, que al unirse forman el ión hidronio [H₃O⁺] que se considera como la hidratación del protón desprendido de la molécula ácida.

Ahora bien, al observar la reacción de forma inversa, se puede reconocer que el ión hidronio H₃O⁺ es el que trabaja como ácido de Brönsted-Lowry, porque al donar el protón el ión cloruro es quien lo acepta (porque trabaja como base de Brönsted-Lowry).  Este tipo de combinaciones recibe teóricamente el nombre de par conjugado ácido-base.

 

En el concepto de Brönsted-Lowry todas las reacciones son de neutralización en la dirección en que son espontáneas, es decir en la dirección que se pasa de ácidos y bases más fuertes a ácidos y bases más débiles.

Este mismo concepto, de ácido y base de Brönsted-Lowry, ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus componentes (de igual manera sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se vislumbran como una competencia por los protones (H⁺).

En forma de ecuación química, la siguiente reacción:

Al hacer reaccionar el Ácido₁ con la Base₂; el Ácido₁ transfiere un protón a la Base₂.  

Al perder el protón, el Ácido₁  se convierte en su base conjugada, Base_1.   

Al ganar el protón, la Base₂  se convierte en su ácido conjugado, Ácido₂.

Esta ecuación, representa “el equilibrio” ya que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:

Los ácidos y bases relacionados entre sí, se dice que son conjugados .

Tabla de ácidos y bases conjugados:

Ácido	HCl	HNO3	H2SO4	HSO4-	H2CO3	CH3 COOH
Base	Cl-	NO3-	HSO4-	SO4-2	HCO3-	CH3 COO-

Ácido	H2O	H3O+	H2S	HS-	NH3	NH4+
Base	O-2	H2O	HS-	S-2	NH2-	NH3

Fuerza de los ácidos y las bases

 Los ácidos y las bases se clasifican en fuertes y débiles. 

Los ácidos y bases fuertes son aquellos que en concentraciones ordinarias, todas sus moléculas están prácticamente disociadas, y ceden o aceptan su protón con facilidad. Cuando ocurre la reacción química siempre es de forma directa.

Los ácidos y bases débiles tienen constantes de ionización pequeñas de tal manera que cuando se disuelven en concentraciones ordinarias, gran parte de sus moléculas permanecen sin disociar y ceden o aceptan su protón con mucha  dificultad. Cuando ocurre la reacción química siempre es de forma reversible.

Ahora bien, cundo un ácido fuerte está disociado por completo, su base conjugada no acepta protones con facilidad y se comporta entonces como una base débil.  A la inversa, un ácido débil tendrá una base fuerte que acepte protones con facilidad.

En resumen:

Los pares conjugados ácido-base incluyen parejas ácido fuerte-base débil, y viceversa, base fuerte-ácido débil.

Cuanto más fuerte es un ácido, su base conjugada es más débil.

Las bases o ácidos conjugados, de ácidos o bases fuertes no sufren hidrólisis.

Tanto los ácidos como las bases fuertes reaccionan casi completamente con el agua y los ácidos o bases débiles reaccionan parcialmente con el agua.

Se pueden ordenar los ácidos y las bases débiles de acuerdo a su fuerza, pero los ácidos o bases fuertes no.

Pares conjugados
Ácido fuerte	Base débil
Ácido débil	Base fuerte
Base fuerte	Ácido débil
Base débil	Ácido fuerte

Cuando los ácidos ceden un protón se les llama monopróticos.

Cuando tienen hasta dos protones que ceder se les nombra dipróticos.

Cuando poseen hasta tres protones que puedan ceder se les denomina polipróticos.

 Concentración de iones hidronio [H₃O⁺]

 En el agua, sucede un fenómeno muy interesante pues aunque no contenga ningún electrolito disuelto, ella misma se comporta como un electrolito muy débil y puede ionizarse.

Dos moléculas de agua interaccionan entre sí produciendo un ión hidronio y un ión hidroxilo.

 

 De esta ecuación se puede formular una expresión para la constante de ionización    
 

Como en soluciones muy diluidas, la concentración del agua se considera constante, es fácil comprender que los electrolitos que puede contener disueltos se encuentran en una cantidad tan pequeña que su concentración es despreciable y se tiene prácticamente pura.

Por ello se puede combinar la concentración de agua con la constante de ionización en la fórmula:

 La nueva constante K [ H₂O]² recibe el nombre de constante de disociación del agua y se representa por expresión Kw y se ha demostrado que el valor de Kw a 25°C es igual   1 x 10¹⁴ por lo que la fórmula se transforma en:

 A manera de resumen en cada uno de los tres casos:

1) En agua pura cada una de las concentraciones tendrá un valor de 1 x 10^-7 

   donde [H₃O⁺] = [OH^-]

2) En medio ácido    [H₃O⁺]  >  [OH^-]

3) En medio básico    [H₃O⁺]  <  [OH^-]

 Siempre se debe recordar que el producto de las concentraciones en equilibrio tiene un valor de 1 x 10^-14M, lo cual se puede aplicar para conocer la concentración de uno si se conoce la concentración de otro.

Problema:

Dentro del laboratorio se tiene una solución  donde se ha calculado que [H₃O⁺] = 4 x 10^-7  Calcule la [OH^-] e indique si la disolución es neutra, ácida o básica.e indique si la disolución es neutra, ácida o básica.

 

 Consultar y leer la página  http://www.sindioses.org/randi/randi20061124.html  hasta antes de Naturopatas y Homeópatas prohibidos.

 

 Escala de pH

 La acidez o alcalinidad de una sustancia se encuentra en función de la concentración de los iones hidronio [H₃O⁺] que se encuentran al diluir una sustancia en agua. 

Debido a que los valores de [H⁺] para la mayoría de las soluciones son demasiado pequeños y difíciles de comparar, en 1909 el químico danés Sören Sörensen propuso una alternativa para expresar la concentración de los iones hidronio [H₃O⁺] sugiriendo que en lugar de utilizar números decimales o exponenciales se utilizara una transformación logarítmica de la concentración molar que llamó pH y lo definió como el logaritmo negativo de la concentración molar (mas exactamente de la actividad molar) de los iones hidrógeno.    

Esto es:  pH = - log [H₃O⁺]

Ahora bien, por analogía el pOH se describe como el logaritmo negativo de la concentración de iones oxhidrilo (o hidroxhilo).

Esto es:  pOH = - log [OH^-]

Ejemplo:

Se tiene una sustancia con una concentración de [H⁺] = 1x10^-8 M es decir (0.00000001); simplemente es un pH de 8 ya que: pH= - log[10^-8] = 8

Interpretación de la escala de pH

La escala de pH se establece en una recta numérica que va desde el 0 hasta el 14.  El número 7 en la escala, corresponde a las soluciones neutras.

A la izquierda de la recta numérica indica acidez, que va aumentando en intensidad cuando más lejos se está del 7.  Por ejemplo una solución que tiene el pH 1 es más ácida o más fuerte que aquella que tiene un pH 6.
De la misma manera, hacia la derecha del 7 las soluciones son básicas y son más fuertes o más básicas cuanto más se alejan del 7.  Por ejemplo, una base que tenga pH 14 es más fuerte que una que tenga pH 8.

En conclusión:

- El pH varía inversamente a la concentración de iones hidronio [H₃O⁺] lo que significa que mientras más bajo sea el valor de pH, mayor será la concentración del catión hidroxilo [H⁺] y será mayor la acidez.

- Debido a que la escala de pH es logarítmica, el cambio de una sola unidad representa realmente una variación de diez veces la concentración de [H⁺].

Importancia del pH en los sistemas biológicos

Para poder subsistir, los organismos biológicos requieren que el pH de sus células se mantenga prácticamente invariable.

Una variación de tan solo unas décimas puede poner en riesgo el funcionamiento de los órganos, de las funciones vitales y en casos extremos provocar la muerte.

El pH es un excelente indicador en el estudio de los distintos sistemas biológicos debido a que las reacciones bioquímicas que ocurren en los sistemas biológicos, se llevan a cabo, en rangos limitados de pH.  En la mayoría de los casos este rango es el llamado pH fisiológico (6.8 a 7.8), siendo el estrecho margen de 7.35 a 7.45 el rango de normalidad.

Muchos  investigadores, afirman que el pH fisiológico en el organismo fluctúa entre acidosis y alcalosis a lo largo de las 24 horas del día. El equilibrio dinámico de la vida biológica es este constante cambio del pH fisiológico.

El pH de la sangre es de 7.4 y si llega a disminuir a 7.2 se presenta un problema de acidosis, si el pH sube a 7.6 entonces el problema es de alcalosis.

Aún y cuando son pequeñas fluctuaciones en torno a la posición del equilibrio, pero suficientes para que exista el movimiento bioquímico del metabolismo.

Todo sistema biológico es un campo electromagnético fluctuante entre la acidez y la alcalinidad, así se trate de una hormiga, una planta o una bacteria incluso la propia célula y en función de ese movimiento y debido a él, posee vida.

El organismo busca constantemente el punto de equilibrio, aunque normalmente no lo consigue y pasa al estado de acidez, obligando a una nueva búsqueda de alcalinidad, es decir, es como una balanza en equilibrio inestable obligada realizar oscilaciones en ambos sentidos sin parar para conservar la salud.  En casi todas las patologías que estropean al ser humano y más en la edad adulta y senectud, es posible encontrar desequilibrios de este sistema.

Las reacciones en la naturaleza ocurren gracias a los catalizadores biológicos que actúan eficientemente y sin los cuales la vida sería imposible.

En el trabajo dentro del laboratorio, es imprescindible el mantenimiento de un pH para la realización de muchas reacciones químico-biológicas.  Los sistemas encargados de evitar grandes variaciones del valor de pH son los denominados “amortiguadores, buffer, o tampones”.

Son por lo general soluciones de ácidos débiles y de sus bases conjugadas o de bases débiles y sus ácidos conjugados. Los amortiguadores resisten tanto a la adición de ácidos como de bases.

Además fisiológicamente, son los sistemas encargados de mantener el pH de los medios biológicos dentro de los valores compatibles con la vida. Permitiendo con ello la realización de funciones bioquímicas y fisiológicas de las células, tejidos, órganos, aparatos y sistemas. Según su naturaleza química, los amortiguadores pueden ser orgánicos e inorgánicos y, así mismo, atendiendo a su ubicación, se distribuyen en plasmáticos y tisulares.

Mantener el pH en los fluidos intra y extracelulares es fundamental puesto que ello influye en la actividad biológica de las proteínas, enzimas, hormonas, la distribución de iones a través de membranas, etc…

Las proteínas son muy sensibles a las variaciones de pH ya que un ligero cambio provoca su desnaturalización, es decir, se modifica a tal grado que la estructura pierde sus funciones. Las enzimas también dependen del pH  y generan cargas eléctricas que modifican su actividad biológica. Las enzimas son proteínas con carácter iónico en los grupos amino y carboxilo en la superficie proteica que afecta sus propiedades catalíticas.

El pH no afecta por sí solo la actividad enzimática, sino lo que afecta es la concentración de protones, porque además de alterar la estructura de la enzima y el sustrato, pueden participar en la reacción sustrato-producto y en algunos casos afecta la velocidad de reacción.