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Explicación:
En un artículo anterior sobre los ácidos y bases de Arrhenius, aprendimos que un ácido de Arrhenius es cualquier especie que puede aumentar la concentración de \text{H}^+H
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start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript en solución acuosa y una base de Arrhenius es cualquier especie que puede aumentar la concentración de \text{OH}^-OH
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start text, O, H, end text, start superscript, minus, end superscript en solución acuosa. Una limitación importante de la teoría de Arrhenius es que solo podemos describir el comportamiento ácido-base en agua. En este artículo, analizaremos la teoría de Brønsted-Lowry, más general, que se aplica a una amplia gama de reacciones químicas.
Teoría de ácidos y bases de Brønsted-Lowry
La teoría de Brønsted-Lowry describe las interacciones ácido-base en términos de transferencia de protones entre especies químicas. Un ácido de Brønsted-Lowry es cualquier especie que puede donar un protón, \text{H}^+H
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start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript, y una base es cualquier especie que puede aceptar un protón. En cuanto a estructura química, esto significa que cualquier ácido de Brønsted-Lowry debe contener un hidrógeno que se puede disociar como \text H^+H
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start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript. Para aceptar un protón, una base de Brønsted-Lowry debe tener al menos un par solitario de electrones para formar un nuevo enlace con un protón.
Según la definición de Brønsted-Lowry, una reacción ácido-base es cualquier reacción en la cual se transfiere un protón de un ácido a una base. Podemos utilizar las definiciones de Brønsted-Lowry para discutir las reacciones ácido-base en cualquier disolvente, así como las que ocurren en fase gaseosa. Por ejemplo, consideremos la reacción del gas del amoniaco, \text{NH}_3(g)NH
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(g)start text, N, H, end text, start subscript, 3, end subscript, left parenthesis, g, right parenthesis, con cloruro de hidrógeno gaseoso, \text{H}\text{Cl}(g)HCl(g)start text, H, end text, start text, C, l, end text, left parenthesis, g, right parenthesis, para formar cloruro de amonio sólido, \text{NH}_4 \text{Cl}(s)NH
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Cl(s)start text, N, H, end text, start subscript, 4, end subscript, start text, C, l, end text, left parenthesis, s, right parenthesis:
\text{NH}_3(g)+\blueD{\text{H}}\text{Cl}(g)\rightarrow\text{N}\blueD{\text{H}}_4\text{Cl}(s)NH
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(g)+HCl(g)→NH
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Cl(s)start text, N, H, end text, start subscript, 3, end subscript, left parenthesis, g, right parenthesis, plus, start color #11accd, start text, H, end text, end color #11accd, start text, C, l, end text, left parenthesis, g, right parenthesis, right arrow, start text, N, end text, start color #11accd, start text, H, end text, end color #11accd, start subscript, 4, end subscript, start text, C, l, end text, left parenthesis, s, right parenthesis
Esta reacción también puede representarse utilizando las estructuras de Lewis de los reactivos y productos, como se ve abajo:
Estructura de Lewis del amoníaco. Un nitrógeno con un par solitario de electrones que está también enlazado a 3 hidrógenos. Además, la estructura de Lewis del ácido clorhídrico forma cloruro de amonio.
Estructura de Lewis del amoníaco. Un nitrógeno con un par solitario de electrones que está también enlazado a 3 hidrógenos. Además, la estructura de Lewis del ácido clorhídrico forma cloruro de amonio.
En esta reacción, el \blueD{\text{H}}\text{Cl}HClstart color #11accd, start text, H, end text, end color #11accd, start text, C, l, end text dona su protón (en azul) al \text{NH}_3NH
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start text, N, H, end text, start subscript, 3, end subscript. Por lo tanto, el \text{HCl}HClstart text, H, C, l, end text está actuando como un ácido de Brønsted-Lowry. Como el \text{NH}_3NH
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start text, N, H, end text, start subscript, 3, end subscript tiene un par solitario de electrones que utiliza para aceptar un protón, \text{NH}_3NH
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start text, N, H, end text, start subscript, 3, end subscript es una base de Brønsted-Lowry.