Ejercicio resuelto de Teoría Brönsted-Lowry · Química · 2023

Dadas las siguientes especies químicas: $\text{CH}_3\text{COOH}$, $\text{HCO}_3^-$, $\text{NH}_3$ y $\text{HNO}_3$, justifique, según la teoría de Brönsted-Lowry:

a) Cuáles pueden actuar sólo como ácidos y cuáles sólo como bases. [0,75 puntos]

b) Cuáles pueden actuar como ácidos y como bases (anfótero). [0,25 puntos]

Según la teoría de Brönsted-Lowry, un ácido es toda especie capaz de $\textbf{ceder}$ un protón y una base, toda especie capaz de $\textbf{captarlo}$. Así que para clasificar cada especie hay que preguntarse dos cosas: si tiene algún hidrógeno que pueda soltar y si tiene algún par de electrones libre con el que pueda recibir uno.

$\textbf{a) Cuáles pueden actuar sólo como ácidos y cuáles sólo como bases. [0,75 puntos]}$

$\textbf{Solo como ácidos}$: el ácido etanoico y el ácido nítrico.

$\mathrm{CH_3COOH} + \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{CH_3COO^-} + \mathrm{H_3O^+}$

$\mathrm{HNO_3} + \mathrm{H_2O} \rightarrow \mathrm{NO_3^-} + \mathrm{H_3O^+}$

Los dos ceden el protón del grupo ácido. El nítrico lo hace por completo, es un ácido fuerte, mientras que el etanoico es débil y se disocia solo en parte. Ninguno de los dos puede captar un protón para dar una especie estable, así que en disolución acuosa se comportan únicamente como ácidos.

$\textbf{Solo como base}$: el amoniaco.

$\mathrm{NH_3} + \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{NH_4^+} + \mathrm{OH^-}$

El nitrógeno tiene un par de electrones no enlazante con el que capta el protón. Y no puede actuar de ácido porque cederlo lo dejaría como $\mathrm{NH_2^-}$, el ion amiduro, una base tan fuerte que no subsiste en agua.

$\textbf{b) Cuáles pueden actuar como ácidos y como bases (anfótero). [0,25 puntos]}$

El ion $\textbf{hidrogenocarbonato}$, $\mathrm{HCO_3^-}$, que es $\textbf{anfótero}$ porque cumple las dos condiciones a la vez: conserva un hidrógeno que puede ceder y tiene pares libres en los oxígenos con los que puede captar otro.

Como ácido:

$\mathrm{HCO_3^-} + \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{CO_3^{2-}} + \mathrm{H_3O^+}$

Como base:

$\mathrm{HCO_3^-} + \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{H_2CO_3} + \mathrm{OH^-}$

Es justo esa doble capacidad la que hace del par $\mathrm{H_2CO_3}/\mathrm{HCO_3^-}$ la disolución reguladora que mantiene el pH de la sangre en torno a 7,4.