La teoría de Brönsted es una clasificación de ácidos y bases que busca facilitar la comprensión de las reacciones ácidas y básicas.
Formulada por el físico químico danés Johannes Nicolaus Brönsted, esta teoría se desarrolló en un contexto donde se empezaba a entender la dissociación de sustancias en soluciones.
Brönsted amplió el conocimiento previo, destacando cómo los ácidos liberan iones hidrógeno y las bases generan iones hidroxilo, enriqueciendo así la química de las reacciones.
Clasificación de ácidos y bases encaminada a facilitar la comprensión y discusión de las reacciones ácidas o básicas, formulada por Johannes Nicolaus Brönsted, físico químico danés nacido en Varde en 1879 (v. Acidez y neutralización). Antes que Svante August Arrhenius formulase su teoría de la disociación electrolítica, los químicos clasificaban a muchas sustancias en dos grandes grupos: ácidos y bases. También estaban familiarizados con fenómenos como los de neutralización, cambio de color de los indicadores, volumétricos, catálisis ácida y desplazamiento de los ácidos débiles por los fuertes. Cuando Arrhenius demostró que muchos electrólitos estaban sensiblemente disociados —y que en realidad algunos estaban muy disociados— se descubrió que muchas de las sustancias llamadas ácidos contienen hidrógeno y en solución acuosa se disocian para proproducir iones hidrógeno, H+, y que muchas bases contienen grupos hidroxilo y en solución se disocian con formación de iones hidroxilo, OH- (v. Ion). Para clasificar estos fenómenos de disociación y las sustancias que en ellos intervienen, se adoptaron definiciones nuevas y más exactas de las bases y de los ácidos. En consecuencia, se definieron los ácidos como sustancias que, al disociarse en el agua, producen iones H+ y las bases como sustancias que, disociadas en agua, producen OH-. Al interpretar las sencillas fórmulas de ciertos iones, tales como H+, OH- y Cr+++, es preciso recordar que, aunque se sabe que algunos iones están hidratados, es decir, enlazados químicamente con el agua, con frecuencia es imposible, y casi siempre innecesario, indicar el grado de hidratación en la fórmula de un ion. De aquí que se convenga en utilizar las fórmulas sencillas antes citadas para representar los iones. Sin embargo, se emplean fórmulas que indican el agua de hidratación cuando ayudan a la comprensión o interpretación. Así se emplea frecuentemente la fórmula Cr(H2O)6+++,como también la H30+, cuando se desea indicar que se cree que el Protón en solución acuosa está hidratado.
Brönsted sugirió el uso de la fórmula hidratada porque quería indicar que el agua es un aceptor de protones, es decir, que se combina con los protones. La fórmula H3O+ no implica, sin embargo, que únicamente se asocia una molécula de agua a cada protón. Brönsted deseaba aplicar los términos ácido y base en un sentido más amplio que anteriormente y enunció nuevas definiciones de esos conceptos. Un ácido Brönsted será toda sustancia que, especialmente en solución acuosa, sea capaz de ceder un protón; una base Brönsted será cualquier sustancia que pueda aceptar un protón. Acido puede ser una molécula neutra o una molécula con carga, o sea, un ion; análogamente, una base también puede ser neutra o tener carga. Por supuesto, el mismo OH- es una base muy fuerte, ya que es un poderoso aceptor del protón. El agua es ácido y base, ya que puede ceder un protón, como sucede cuando disuelve al amoniaco gaseoso:
- NH3 (gas) + H2O -» NH4+ + OH-
o puede aceptar un protón, como ocurre cuando se disuelve ácido sulfúrico en una pequeña cantidad de agua:
- H2SO4 + H2O -» H3O+ + HSO4-
Si se añade más agua a una solución relativamente concentrada de ácido sulfúrico, el ion HSO4- se disocia y el agua vuelve a actuar como base:
- HSO4- + H2O -» H3O+ + SO4=
Según la teoría de Brönsted, cada una de estas tres ecuaciones representa la reacción de un ácido con una base, esto es, la cesión de un protón por un ácido a un aceptor, la base; las tres reacciones son reversibles. Brönsted llamó base conjugada del ácido a la producida cuando éste pierde un protón. El ion S04= es la base conjugada del ácido HSO4- y HS04~ es, a su vez, base conjugada del H2SO4 (nótese que HSO4- es a la vez un ácido y una base). Análogamente, NO3- es la base conjugada del ácido nítrico. Amoniaco y ion amonio, NH4+, forman otro par conjugado; ácido acético y ion acetato, C2H302_, constituyen otro ejemplo.
Las bases conjugadas de los ácidos fuertes (C1H, NO3 H, BrH) resultan muy débiles (Cl~, NC>3~, Br_); a la inversa, las bases conjugadas de los ácidos débiles (carbónico, acético, bórico), son muy activas. Puede llegarse a la misma conclusión cualitativa calculando el grado de hidrolización de la sal de un ácido poco activo o de una base débil.
La idea de Brönsted ha sido útil, pero su aceptación no significa que las definiciones clásicas estén equivocadas. Para aclarar qué definiciones se están aplicando suele hablarse de ácidos Brönsted y de bases Brönsted. Gilbert Newton Lewis propuso definiciones de ácido y base aún más amplias que las de Brönsted; de aquí que también se hable de ácidos Lewis y bases Lewis.
