BRONSTED LOWRY
Teoría de Brönsted-Lowry. ÁCIDOS: Sustancia que en disolución cede H+ HA → A- + H+ BASES: Sustancia que en disolución acepta H+ B + H+ → BH+
Par Ácido/base conjugado Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” Cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”. ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–) – H+ + H+ BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+) + H+ – H+
Ejemplo de par Ácido/base conjugado Disociación : HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada) NH3 (g) + H2O (l) NH4+ + OH– En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 que se transforma en NH4+ (ácido conjugado)
Sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base) Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+ Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+ CH3COOH (aq) + H2O (l) « H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) ácido base Transferencia protónica Par ácido-base conjugado * Ya no se limita a disoluciones acuosas * Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3 Ventajas Sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base) NH3 (aq) + H2O (l) « NH4+ (aq) + OH- (aq)
Un ácido fuerte se disocia completamente en sus iones HA → H+ + A- HCl + OH- Cl- + H2O ÁCIDO FUERTE BASE FUERTE BASE CONJUGADA DÉBIL ÁCIDO CONJUGADO DÉBIL