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Teoria de bronsted lowry ejercicios

Preguntas sobre los ácidos de Bronsted-Lowry

En esta reacción, se transfiere un protón del HCl (el ácido, o donante de protones) al ion hidróxido (la base, o aceptor de protones). Como aprendimos en el capítulo anterior, las flechas curvas representan el movimiento de electrones en este proceso de ruptura y formación de enlaces.

¿Qué hace que un compuesto sea ácido (propenso a donar un protón) o básico (propenso a aceptar un protón)? Responder a esta pregunta es una de nuestras principales tareas en este capítulo, y nos obligará a poner en práctica gran parte de lo que hemos aprendido sobre estructura orgánica en los dos primeros capítulos, así como las ideas sobre termodinámica que repasamos en el capítulo 5.

Por ahora, consideremos sólo una propiedad común de las bases: para actuar como base, una molécula debe tener un par reactivo de electrones. En todas las reacciones ácido-base que veremos en este capítulo, la especie básica tiene un átomo con un par solitario de electrones. Cuando la metilamina actúa como base, por ejemplo, el par solitario de electrones del átomo de nitrógeno se utiliza para formar un nuevo enlace con un protón. Una carga negativa a menudo (¡pero no siempre!) indica que es probable que una estructura (en este caso, un anión) actúe como base.

¿Cuál es un ejemplo de la teoría de Bronsted Lowry?

Los ácidos de Brønsted-Lowry tienen protones ionizables que donan a las bases. Por lo tanto, el ácido de Brønsted-Lowry se escribe generalmente como HA, donde H+ es el protón donable y A- es el anión del ácido. Ejemplos de ácidos son HCl, H2SO4, HNO3 y CH3COOH.

¿Para qué sirve la teoría de Bronsted Lowry?

La teoría de Brønsted-Lowry amplía el número de compuestos considerados ácidos y bases para incluir no sólo las moléculas neutras (por ejemplo, los ácidos sulfúrico, nítrico y acético, y los hidróxidos de metales alcalinos), sino también determinados átomos y moléculas con cargas eléctricas positivas y negativas (cationes y aniones).

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Práctica de ácidos y bases de Brønsted-lowry

Figura (PageIndex{1}}): La transferencia de protones de HCl a NH3 es un ejemplo de reacción ácido-base. El ácido clorhídrico se evapora del HCl líquido en un vaso de precipitados reaccionando con los vapores de amoníaco que salen del tubo de ensayo para producir cloruro amónico (humo blanco). Fuente: Walkerma, Dominio público.

Los ácidos que sólo tienen un protón ácido son monopróticos, por ejemplo, HCl, HNO3, CH3COOH, son ácidos monopróticos donde el protón ácido se muestra en negrita. Algunos ácidos tienen dos protones ácidos -son di-próticos, por ejemplo, H2SO4 y H2CO3 son di-próticos. Los ácidos con tres protones ácidos son tripróticos, por ejemplo, el H3PO3 es un ácido triprótico. Por ejemplo, el ácido fosfórico (H3PO4) puede disociarse y donar tres protones, como se muestra en las reacciones químicas siguientes:

Las reacciones ácido-base descritas anteriormente son reacciones unidireccionales, es decir, los reactantes van a los productos casi al 100%. Sin embargo, la mayoría de las reacciones ácido-base son bidireccionales, es decir, los reactivos forman los productos y los productos reaccionan entre sí y vuelven a formar los reactivos. Las flechas dobles entre reactantes y productos representan las reacciones bidireccionales. Por ejemplo, el ácido fluorhídrico (HF) es un electrolito débil; se disocia parcialmente en agua para formar F- y H3O+, y los productos reaccionan para volver a formar los reactantes, como se muestra en la Fig. 6.2.2. En la reacción inversa, el H3O+ actúa como ácido y el F- como base. El ácido y la base en los productos se denominan ácido conjugado y base conjugada, respectivamente. El ácido HF se convierte en base conjugada F- tras la eliminación de un protón, y la base H2O se convierte en ácido conjugado H3O+ tras aceptar un protón.

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Ecuación de Brønsted-lowry

La definición de Arrhenius de ácido y base se limita a soluciones acuosas (es decir, agua). Aunque es útil porque el agua es un disolvente habitual, se limita a la relación entre el ion H+ y el ion OH-. Lo que sería útil es una definición más general que fuera más aplicable a otras reacciones químicas y, lo que es más importante, independiente del H2O.

la reacción química no llega a completarse, sino que también se produce el proceso inverso y, finalmente, los dos procesos anulan cualquier cambio adicional. En este punto, decimos que la reacción química está en equilibrio. Ambos procesos siguen ocurriendo, pero cualquier cambio neto de un proceso se ve contrarrestado por el mismo cambio neto del otro proceso; se trata de un equilibrio dinámico, no estático. Dado que se producen ambas reacciones, tiene sentido utilizar una flecha doble en lugar de una flecha simple:

Un par es H2O y OH-, donde H2O tiene un H+ más y es el ácido conjugado, mientras que OH- tiene un H+ menos y es la base conjugada. El otro par está formado por (CH3)3N y (CH3)3NH+, donde (CH3)3NH+ es el ácido conjugado (tiene un protón adicional) y (CH3)3N es la base conjugada.

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9. El jugo gástrico, el fluido digestivo producido en el estómago, contiene ácido clorhídrico, HCl. La leche de magnesia, una suspensión de Mg(OH)2 sólido en un medio acuoso, se utiliza a veces para neutralizar el exceso de ácido estomacal. Escribe una ecuación equilibrada completa para la reacción de neutralización.

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15. El hidróxido de magnesio [Mg(OH)2] es un ingrediente de algunos antiácidos. ¿Cuántos gramos de Mg(OH)2 se necesitan para neutralizar el ácido en 158 mL de HCl(aq) 0,106 M? Puede ser útil escribir primero la ecuación química equilibrada.

16. El hidróxido de aluminio [Al(OH)3] es un ingrediente de algunos antiácidos. ¿Cuántos gramos de Al(OH)3 se necesitan para neutralizar el ácido en 96,5 mL de H2SO4(aq) 0,556 M? Puede ser útil escribir primero la ecuación química equilibrada.

10. Escribe la ecuación química de la reacción que se produce cuando el clorhidrato de cocaína (C17H22ClNO4) se disuelve en agua y dona un protón a una molécula de agua. (Cuando los clorhidratos se disuelven en agua, se separan en iones cloruro y el catión correspondiente).

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