Ácidos y bases. Teoría de Brönsted Lowry

☑ Los ácidos y las bases no se consideran de manera aislada, sino como conceptos complementarios interrelacionados entre sí.
☑ Una misma sustancia puede comportarse como ácido o como base en función de con qué sustancia reaccione (que sea más ácida o básica que ella).
☑ Se produce una transferencia de protones.
☑ Los procesos son reversibles dependiendo del valor de la constante de equilibrio.

Ácido: sustancia capaz de ceder protones (H+) a otra, llamada base.

Base: sustancia capaz de aceptar protones (H+) de un ácido.

ÁCIDOS Y BASES CONJUGADOS Ácido: especie química capaz de ceder protones al agua en base acuosa. HA (aq) + H2O (l) ⇄ A- (aq) + H3O+ (aq) El ácido HA transfiere protones H+al agua, transformándose en una base A-, llamada base conjugada. Ejemplo: HCl + H2O  → Cl- + H3O+      ⇒       Par ácido/base conjugada: HCl / Cl- Base: especie química capaz de captar protones del agua. B (aq) + H2O (l) ⇄ HB+ (aq) + OH- (aq) La base B recibe protones del H2O, transformándose en un ácido HB+, llamado ácido conjugado. Ejemplo: NH3 + H2O  ⇄ NH4+ + OH-      ⇒       Par base/ácido conjugado: NH3 / NH4+ Cuanta mayor sea la tendencia de un ácido a ceder protones (equilibrio desplazado hacia la derecha), menor será la tendencia de su par conjugado a aceptarlos. HCl (aq) → Cl- (aq) + H+ (aq) NaOH (aq) →Na+ (aq) + OH- (aq)

SUSTANCIAS ANFÓTERAS O ANFIPRÓTICAS Son sustancias que se comportan como ácidos o bases, dependiendo de la sustancia con que reaccionan. Ejemplo: H2O, HSO3-, HS-, HCO3-, etc. HS- (ácido 1) + NH3 (base 2) ⇄ S2- (base 1) + NH4+ (ácido 2) H3O+ (ácido 1) + HS- (base 2)⇄ H2O (base 1) + H2S (ácido 2) HCl (ácido 1) + HCO3- (base 2) ⇄ Cl- (base 1) + H2CO3 (ácido 2) HCO3- (ácido 1) + OH- (base 2) ⇄CO32- (base 1) + H2O (ácido 2)

Curso: Química 2º Bachillerato