Reacciones

Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá

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1 6 Reacciones Inorgánicas
16.1
16.2
16.3
16.4
16.5
16.6
16.7

Ácidos y bases de Brønsted
Ácidos y Bases de Lewis
Hidruros
Halogenuros
Calcogenuros
Oxoácidos y sus sales
Compuestos de coordinación_________________________________________________________________________________________
16.1 çcidos y bases de Br¿nsted
Ácidos y bases de Brønsted. El concepto de ácido-base usado hasta ahora corresponde básicamente al
propuesto por Arrhenius en 1884 (ácido es la sustancia que en agua disocia protones y base la que disocia
iones hidróxido). En 1923 Brønsted y Lowry propusieron unas definiciones mejoradas:
Un ácido de Brønstedes cualquier molécula o ion dadora de protones (iones hidrógeno, H+ ).
Una base de Brønsted es cualquier molécula o ion aceptora de protones (iones hidrógeno, H+ ).
A– + BH+ , donde
Una reacción ácido-base es una transferencia de un H+ del ácido a la base HA + B
HA y BH+ son ácidos y B y A– son bases. Los ácidos y bases relacionados entre sí se dice que son
conjugados. Así HA y BH+ son ácidosconjugados de las bases A– y B, respectivamente. Las sustancias
que son a la vez ácidos y bases de Brønsted se llaman anfipróticas. Ejemplos: H2O, HCO3–, HS–, HSO4–
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Ácidos y bases conjugados
Á c i d o HCl
HNO3 H2 SO4 HSO4 – H2 CO3 CH3 COOH H2 O OH– H3 O+ H2 S HS– NH3 NH4 +
Base
Cl–
NO3 –HSO4 – SO4 2 – HCO3 – CH3 COO– OH– O2 – H2 O
HS– S 2 – NH2 – NH3
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El concepto ácido-base de Brønsted amplía el número de sustancias que pueden considerarse como ácidos y
como bases y simplifica el estudio de las reacciones ácido-base al unificar el tratamiento de reacciones que
en elconcepto de Arrhenius son diferentes (disociación de ácidos y bases en agua, hidrólisis de sales,
neutralización, autoionización del disolvente, etc.). Además, la definición de Brønsted no hace mención
explícita del disolvente y puede ser aplicada a disolventes no acuosos como el amoníaco, e incluso a
reacciones en fase gaseosa.
A– + BH+ será tanto
Fuerza de ácidos y bases de Brønsted. La constantedel equilibrio HA + B
mayor cuanto mayor sea la fuerza del ácido y de la base. Obsérvese que eso implica que cuanto mayor sea
la fuerza de un ácido menor es la de su base conjugada, y viceversa. Podemos realizar una clasificación de
los ácidos (y lo mismo para las bases) por su fuerza ácida si medimos la constante de equilibrio frente a una
base de referencia, por ejemplo el agua:_____________________________________________________________________________________________________
Constantes de ionización de ácidos en agua a 25°C, HA + H2 O
A – + H3 O +
HA
HClO4 H2 SO4 HCl HNO3 H3 O+
HF
CH3 COOH
H2 CO3
NH4 +
H2 O
K (mol l– 1)
1
3,5 10– 4 1,8 10– 5
4,3 10– 7
5,6 10–10 1,0 10–14_____________________________________________________________________________________________________
Constantes de ionización de bases en agua a 25°C, B + H2 O
OH– + BH+
B
H2 O
CO(NH2 )2
CH3 COO–
NH3
OH–
NaOH
NH2 –
O2 –
– 1) 1,0 10–14
–14
–10
–5
K (mol l
1,3 10
5,6 10
1,8 10
1
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De esta forma podemos distinguir entre ácidos (y bases) fuertes (reaccionan casicompletamente con el
agua) y débiles (reaccionan parcialmente). Además podemos ordenar los ácidos (y bases) débiles de
acuerdo a su fuerza, pero no los fuertes.
Efecto nivelador del disolvente. Cualquier ácido HA que sea un donador de protones más fuerte que
el H3O+ dará su protón a la molécula de H2O, por lo que estará completamente disociado en agua. El ácido

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Química General. Grupo B....