La teoría de Brönsted-Lowry establece que los ácidos son sustancias que pueden ceder protones y las bases son sustancias que pueden aceptar protones. Define una reacción ácido-base como la transferencia de un protón de un ácido a una base, formando así un par de ácido-base conjugados. Además, explica el comportamiento anfótero del agua al actuar como ácido o base dependiendo de la sustancia con la que reaccione.

1. TEORÍA DE
BRÖNSTED-LOWRY

2. En 1973, se postuló una teoría
más satisfactoria acerca de los
ácidos y las bases. Debe su
nombre a que fue formulada de
manera simultánea por el
químico danés Johannes
Nicolaus Brönsted y el químico
británicoThomas Lowry.

3. La teoría de Brönsted-Lowry establece que:
 los ácidos son sustancias que pueden ceder protones.
 Las bases son sustancias capaces de aceptar los protones.
En esta teoría aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, el
medio de reacción no debe ser acuoso necesariamente; además postula
que una base puede contener o no iones (OH-), con ello, el concepto se
extiende a varios compuestos que se comparten como bases (por
ejemplo, el NH3)

4. CLASIFICACIÓN POR SU CONDUCTIVIDAD: FUERTES Y DÉBILES.
Ácido fuerte: Sustancia que en solución acuosa pierde fácilmente su
Ácido débil: Sustancia que en solución acuosa pierde con dificultad su
no se disocia fácilmente.
Base fuerte: Aquella que en solución acuosa se disocia fácilmente.
Base débil: Aquella que en solución acuosa no se disocia fácilmente.Diferencias
Ácidos
Bases
Ácidos
fuertes
Ácidos
débiles
Bases
fuertes
Bases
débiles
Se disocian en un
100%
Tienen alto grado de
disociación
Se disocian
parcialmente
Tienen un bajo grado
de disociación
Ejemplos:
Ácido clorhídrico (HCl)
Ácido Yodhídrico (Hl)
Ejemplos:
Ácido Fluorhídrico (HF)
Ácido Cianhídrico
(HCN)
Ejemplos:
Hidróxido de Sodio
(NaOH)
Hidróxido de Potasio
(KOH)
Ejemplos:
Amoniaco (NH3)
Hidróxido de Oro
(AuOH)

5. Teoría Brönsted-Lowry
Ácido Toda sustancia capaz de ceder protones (H+)
Base Toda sustancia capaz de captar protones (OH-)
Neutralización Transferencia de un protón desde un ácido a
base, de modo que se forman pares de ácido-
conjugadas.
Características
Es aplicable a cualquier disolvente
Justifica el carácter básico de sustancias como
amoniaco, carbonatos, etc.
Es aplicable a iones , además a sustancias
No justifica el carácter ácido de sustancias que
tienen problemas (como Al, Cl3 o BF3).

6. PAR
CONJUGADO
ÁCIDO-BASE

7. El concepto de ácido y base de la teoría de Brönsted-Lowry ayuda a entender las
reacciones ácido-base en términos de una “competencia” por los protones. La
ecuación química se muestra así:
Ácido1 + Base 2  Ácido2 + Base1
La reacción del Ácido1, con la Base2 se produce al transferir un protón del
primero a la segunda. Al perder un protón, el Ácido1, se convierte en lo que se
conoce como su base conjugada, es decir, en la Base1.
Ácido1  Base1 + H+ (base conjugada)
De forma similar, al ganar el protón, la Base2 se transforma en su
correspondiente ácido conjugado o Ácido 2.
Base2 + H+  Ácido2 (ácido conjugado)
Ejemplo:

8. La ecuación química que describe este proceso constituye un equilibrio
químico que puede desplazarse hacia reactivos o productos. La reacción
más favorecida siempre ocurrirá en la dirección en la que el ácido y la base
más fuertes reaccionan para generar la base y el ácido más débiles.
Ejemplo:
El ácido bromhídrico ( HBr) es un ácido más fuerte que el agua (H2O) y el
hidróxido de potasio (KOH) es una base más fuerte que el bromuro de
potasio (KBr), por esta razón, el equilibrio de reacción se encuentra
totalmente desplazado hacia la generación de los productos. Una de las
grandes ventajas de la teoría de Brönsted-Lowry fue que permitía
explicar el comportamiento anfótero del agua.
De este modo, el agua se comporta como base en presencia de un ácido
más fuerte que ella (como el HBr), esto es, un ácido con mayor tendencia
a disociarse que el agua. De forma similar, el agua actúa como ácido en
presencia de una base más fuerte que ella (como el KOH).

9. Este comportamiento de la molécula de agua se representa
con la siguiente ecuación química:
Sin embargo, el agua no se disocia por completo, por lo que la
ecuación anterior puede expresarse como el equilibrio con una
constante de equilibrio asociada al proceso.A 25°C, dicha ecuación
se representa :

10. A la constante de equilibrio Kw se le conoce como producto iónico del
agua debido a que corresponde al producto de las concentraciones
concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una temperatura
especifica. De manera experimental, se ha determinado que en el agua
pura a 25°C, el valor de Kw es de 1x10 M , donde M=______
2-14
Mol
l
2
2
Dado que al equilibrio la concentración de los iones es la misma ,
entonces:
Pero el equilibrio [H+]= [OH-], por lo tanto:
Y dado que [H+]= [OH-0] al
equilibrio, entonces:
Si esa igualdad se cumple se dice que la disolución es neutra. En tanto si la
disolución es acida, existe una mayor concentración de iones H+, por lo que
[H+]> [OH-] si, por lo contrario, la disolución es básica, existe un exceso de iones
de hidroxilo, por lo que [H+] < [OH-].