En 1923 el químico danés Johannes Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry formulan la  teoría que  establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

La teoría de Brönsted-Lowry describe el comportamiento de  ácidos y bases, resaltando el concepto de pH y su importancia en los procesos químicos, biológicos y ambientales debido a que ayuda a entender por que un ácido o base fuerte desplazan a otro ácido o base débil de sus compuestos, contemplando a las reacciones ácido-base como una competencia por los protones.

 

Un ácido de Brönsted-Lowry se define como cualquier sustancia que tenga la capacidad de perder, o “donar un protón” o hidrogenión [H+].

Una base de Brönsted-Lowry es una sustancia capaz a ganar o “aceptar un protón” o hidrogenión [H+].

 

Par conjugado ácido-base

Brönsted-Lowry muestran la particular importancia de las soluciones acuosas.

Debe existir por lo tanto  una sustancia capaz de tomar los protones que otra libera, por lo que se habla de pares ácido – base conjugados.

 

 

 

Ejemplos

*Ejemplo de disociación de un ácido:

• HCl (g) + H2O (l) -----> H3O+(ac) + Cl– (ac)

En este caso el H2O actúa como base y el HCl como ácido, que al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada).

*Ejemplo de disociación de una base:

• NH3 (g) + H2O (l) -----> NH4+ + OH–

En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ a la base NH3 que se transforma en NH4+ (ácido conjugado).

• NH4+ + OH− -----> NH3 + H2O

El amoníaco NH3 es la base conjugada del ácido ion amonio NH4+

El ion hidroxilo OH− es la base conjugada del ácido agua H2O