La teoría fue propuesta por el
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 qué 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+].
} Ácido: sustancia
que en disolución acuosa
produce
iones H+1
Ejemplo:
HCl(ac)
→H+1(ac) + Cl-1(ac)
} Base: sustancia
que en disolución acuosa
produce iones OH-1
Ejemplo:
NaOH(ac)
→ Na+1(ac) + OH-1(ac)
NOTA: La teoría de Arrhenius no incluía las bases que no
contienen OH como el amoniaco
Propiedades de los ácidos y las bases
ácido + base 
base
conjugada + ácido conjugado.
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 formada de la base al aceptar el protón. La reacción
puede proceder en cualquier dirección hacia la derecha o la izquierda, según el
equilibrio químico. En cada caso, el ácido dona un protón a la base y el ácido
conjugado lo hace a la base conjugada.
El agua es anfótera y
puede actuar como un ácido o como base. En la reacción entre el ácido
acético, CH3CO2H, y el agua, H2O, el agua
actúa como una base.
CH3COOH + H2O CH3COO− +
H3O+
CH3COO− +
H3O+
El ion acetato, CH3CO2-, es la base
conjugada del ácido acético. El ion hidronio, H3O+,
es el ácido conjugado del agua.
El agua también puede actuar como un ácido frente a especies básicas. Un
ejemplo es el amoniaco:
H2O + NH3 OH- +
NH4+
OH- +
NH4+
El agua, ácido, se convierte en el ion hidróxido, su base conjugada. El
amoniaco se convierte en amonio, su ácido conjugado.
Se considera que los ácidos fuertes se disocian completamente.
Por otro lado, los ácidos débiles se disocian de forma parcial. La constante
de disociación ácida, Ka, mide el grado de disociación.
La definición de Brønsted–Lowry es más amplia que la de Arrhenius, lo
cual le permite clasificar más sustancias: compuestos orgánicos del tipo carboxílico, aminas,
y compuestos inorgánicos, como son ácidos inorgánicos, sales ácidas, etc.
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+
A− +
SH+
Los disolventes típicos donantes utilizados en la química ácido-base,
tales como dimetilsulfóxido 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.
Acidez de Brønsted de algunos ácidos de Lewis
Algunos ácidos de Lewis, que se define como aceptores de pares de
electrones, también actúan como ácidos de Bronsted-Lowry. Por ejemplo, el ion
de aluminio, Al 3 + puede aceptar pares de electrones de las moléculas de agua,
como en la reacción
Al3+ + 6 H2O
→ Al (H2O)63+
El ion aquí formado es un débil ácido Brønsted-Lowry.
Al(H2O)63+ +
H2O Al(H2O)5OH2+ +
H3O+ .....Ka = 1.2 × 10−53
Al(H2O)5OH2+ +
H3O+ .....Ka = 1.2 × 10−53
La reacción global se describe como hidrólisis ácida del ion aluminio.
Sin embargo, no todos los ácidos de Lewis generan acidez Brønsted-Lowry.
El ion magnesio reacciona de manera similar a un ácido de Lewis con seis
moléculas de agua
Mg2+ + 6 H2O
→ Mg (H2O)62+
pero muy pocos protones aquí se intercambian ya que la acidez de Brönsted-Lowry
del ion aquí es insignificante (Ka = 3.0 × 10-12).
El ácido bórico también sirve de ejemplo de la utilidad del
concepto de Brönsted-Lowry para un ácido que no se disocia, pero que
efectivamente dona un protón a la base, el agua. La reacción es
B(OH)3 + 2 H2O B(OH)4− +
H3O+
B(OH)4− +
H3O+
Aquí el ácido bórico actúa como un ácido de Lewis y acepta un par de
electrones desde el oxígeno de una molécula de agua. La molécula de agua a su
vez dona un protón a una segunda molécula de agua y, por lo tanto, actúa como
un ácido de Brønsted.
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