Teoría ácido12

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 unprotón” 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, Base1.
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:
- H2CO3 CH3 COOH
Ácido HCl HNO3 H2SO4 HSO4
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 serorgánicos 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.

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