Ácidu

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Un ácidu (del llatín: acidus, que significa agriu) ye consideráu tradicionalmente como cualesquier compuestu químicu que, cuando s'esllee en agua, produz una solución con una actividá de catión hidroniu mayor que l'agua puro, esto ye, un pH menor que 7. Esto avérase a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry, quien definieron independientemente un ácidu como un compuestu que dona un catión hidróxenu (H+) a otru compuestu (denomináu base). Dellos exemplos comunes son el acedu acéticu (nel vinagre), el ácidu clorhídricu (nel salfumán y los zusmios gástricos), el acedu acetilsalicílicu (na aspirina), o'l ácidu sulfúricu (usáu en bateríes d'automóvil). Los sistemes acedu/base estremar de les reacciones redox en que, nestes postreres hai un cambéu nel estáu d'oxidación. Los ácidos pueden esistir en forma de sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la temperatura y tamién pueden esistir como sustances pures o en solución.

A les sustances químiques que tienen la propiedá d'un ácidu denominar acedes.

Definiciones y conceutos[editar | editar la fonte]

Artículu principal: Reacción acedu-base

Propiedaes de los ácidos[editar | editar la fonte]

  • Tienen sabor agrio como nel casu del ácidu cítricu na naranxa y el llimón.
  • Camuden el color del papel tornasol azul a rosa, l'anaranxáu de metilu d'anaranxáu a colloráu y dexa incolora a la fenolftaleína.
  • Son corroyentes.
  • Producen quemadures de la piel.
  • Son bonos conductores d'electricidá en disoluciones aguacientes.
  • Reaccionen con metales activos formando un sal ya hidróxenu.
  • Reaccionen con bases pa formar un sal más agua.
  • Reaccionen con óxidos metálicos pa formar un sal más agua.

Ácidos de Arrhenius[editar | editar la fonte]

El químicu suecu Svante Arrhenius foi'l primeru n'atribuyir les propiedaes d'acidez al hidróxenu en 1884. Un ácidu de Arrhenius ye una sustanza qu'aumenta la concentración de catión hidroniu, H3O+, cuando s'esllee n'agua. Esta definición parte del equilibriu de disociación de l'agua en hidroniu y hidróxidu:

H2O(l) + H2O (l) Plantía:Eqm H3O+(ac) + OH-(ac)

N'agua puro, la mayoría de molécules esisten como H2O, pero un númberu pequeñu de molécules tán costantemente disociándose y reasociándose. L'agua puro ye neutra con al respective de l'acidez o basicidad, por cuenta de que la concentración d'iones hidróxido ye siempres igual a la concentración d'iones hidroniu. Una base de Arrhenius ye una molécula qu'aumenta la concentración del ion hidróxidu cuando ta eslleida n'agua. En química escribir con frecuencia H+(ac) significando ion hidróxenu o protón al describir reacciones acedu-base, pero nun hai evidencia abonda de qu'esista en disolución aguacienta'l núcleu d'hidróxenu llibre; sí que ta probada la esistencia del ion hidroniu, H3O+ ya inclusive d'especies de mayor nuclearidad. Los compuestos que nun tienen hidróxenu na so estructura nun son consideraos ácidos de Arrhenius. Tampoco son bases de Arrhenius los compuestos que nun tienen OH na so estructura.

Ácidos de Brønsted-Lowry[editar | editar la fonte]

Anque'l conceutu de Arrhenius ye bien útil pa describir munches reacciones, tamién ta un pocu llindáu nel so algame. En 1923, los químicos Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry reconocieron independientemente que les reacciones acedu-base arreyen la tresferencia d'un protón. Un ácidu de Brønsted-Lowry (o a cencielles acedu de Brønsted) ye una especie que dona un protón a una base de Brønsted-Lowry. La teoría acedu-base de Brønsted-Lowry tien delles ventayes sobre la teoría de Arrhenius. Considere les siguientes reacciones del acedu acéticu (CH3COOH), el ácidu orgánico que-y da al vinagre el so sabor característico:

Acid-base.png

Dambes teoríes describen fácilmente la primer reacción: el CH3COOH actúa como un ácidu de Arrhenius porque actúa como fonte d'H3O+ cuando ta eslleíu n'agua, y actúa como un ácidu de Brønsted al donar un protón a l'agua. Nel segundu exemplu, el CH3COOH sufre'l mesmu tresformamientu, donando un protón al amoniacu (NH3), pero nun puede ser descritu usando la definición de Arrhenius d'un ácidu, porque la reacción nun produz cationes hidroniu. La teoría de Brønsted-Lowry tamién puede ser usada pa describir compuestos moleculares, ente que los ácidos de Arrhenius tienen de ser compuestos iónicos. El cloruru d'hidróxenu (HCl) y amoniacu combinar so delles condiciones distintes pa formar cloruru de amoniu, NH4Cl. En solución aguacienta, el HCl pórtase como ácidu clorhídricu y esiste como cationes hidroniu y aniones cloruru. Les siguientes reacciones ilustren les llimitaciones de la definición de Arrhenius:

1.) H3O+(ac) + Cl-(ac) + NH3 → Cl-(ac) + NHPlantía:El so(aq)
2.) HCl(bencenu) + NH3(bencenu) → NH4Cl(s)
3.) HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s)

Como coles reacciones del ácidu acéticu, dambes definiciones trabayen pal primer exemplu, onde l'agua ye'l solvente y fórmase ion hidroniu. Les siguientes dos reacciones nun arreyen la formación d'iones, pero pueden ser vistes como reacciones de tresferencia de protones. Na segunda reacción, el cloruru d'hidróxenu y l'amoniacu reaccionen pa formar cloruru de amoniu sólidu nun solvente bencenu, y na tercera, HCl gaseosu y NH3 combinar pa formar el sólidu.

Ácidos de Lewis[editar | editar la fonte]

Artículu principal: Acedos y bases de Lewis

Un tercer conceutu foi propuestu pol físicoquímico Gilbert N. Lewis en 1923, que inclúi reacciones con característiques acedu-base que nun arreyen una tresferencia de protón. Un ácidu de Lewis ye una especie qu'acepta un par d'electrones d'otra especie; n'otres palabres, ye un aceptor de par d'electrones. Les reacciones acedu-base de Brønsted son reacciones de tresferencia de protones, ente que les reacciones acedu-base de Lewis son tresferencies de pares d'electrones. Tolos acedos de Brønsted son tamién acedos de Lewis, pero non tolos ácidos de Lewis son acedos de Brønsted. Les siguientes reacciones podríen ser descrites en términos de química acedu-base.

LewisAcid.png

Na primer reacción, un anión fluoruru, F-, dexa un par electrónicu al trifluoruru de boro pa formar el productu tetrafluoroborato. El fluoruru "pierde" un par d'electrones de valencia por cuenta de que los electrones compartíos nel enllaz B-F tán allugaos na rexón d'espaciu ente los dos núcleos atómicos y, arriendes d'ello, tán más distantes del núcleu del fluoruru que nel anión fluoruru solitariu. BF3 ye un ácidu de Lewis porque acepta'l par d'electrones del fluoruru. Esta reacción nun puede ser descrita en términos de la teoría de Brønsted, por cuenta de que nun hai tresferencia de protones. La segunda reacción puede ser descrita por cualesquier de los dos últimes teoríes. Un protón ye tresferíu dende un ácidu de Brønsted non especificáu escontra l'amoniacu, una base de Brønsted; alternativamente, l'amoniacu actúa como una base de Lewis y tresfier un par llibre d'electrones pa formar un enllaz con un ion hidróxenu. La especie que gana'l par d'electrones ye l'ácidu de Lewis; por casu, l'átomu d'osíxenu en H3O+ gana un par d'electrones cuando unu de los enllaces H-O se ruempe, y los electrones compartíos nel enllaz alcontrar nel osíxenu. Dependiendo del contestu, los ácidos de Lewis tamién pueden ser descritos como axentes reductores o como electrófilu.

La definición de Brønsted-Lowry ye la definición más llargamente usada; sacantes s'especifique d'otra manera, asumir que les reacciones acedu-base arreyen la tresferencia d'un catión hidrón (H+) d'un ácidu a una base.

Disociación y equilibriu[editar | editar la fonte]

Les reacciones d'ácidos son xeneralizaes frecuentemente na forma HAI Plantía:Eqm H+ + A-, onde HAI representa l'ácidu, y A- ye la base conxugada. Los pares acedu-base conxugaos difieren nun protón, y pueden ser interconvertidos pola adición o eliminación d'un protón (protonación y deprotonación, respectivamente). Reparar que l'ácidu puede ser la especie cargada, y la base conxugada pue ser neutra, y nesi casu l'esquema de reacción xeneralizada podría ser descritu como HAI+ Plantía:Eqm H+ + A. En solución esiste un equilibriu ente l'ácidu y la so base conxugada. La constante d'equilibriu K ye una espresión de les concentraciones del equilibriu de les molécules o iones en solución. Los corchetes indiquen concentración, asina [H2O] significa la concentración de [H2O]. La constante de disociación aceda Ka ye usada xeneralmente nel contestu de les reacciones acedu-base. El valor numbéricu de Ka ye igual a la concentración de los productos, estremada pola concentración de los reactantes, onde'l reactante ye l'ácidu (HAI) y los productos son la base conxugada y H+.

El más fuerte de los dos acedos va tener Ka mayor que l'ácidu más débil; la relación de los iones hidróxenu al ácidu va ser mayor pal ácidu más fuerte, cuidao que l'ácidu más fuerte tien un enclín mayor a perder el so protón. Debíu al rangu de valores posibles pa Ka estender por dellos ordes de magnitú, más frecuentemente utilízase una constante más manipulable, pKa, onde pKa = -log10 Ka. Los ácidos más fuertes tienen pKa menor que los ácidos débiles. Los valores de pKa. determinaos esperimentalmente a 25 °C en solución aguacienta suelen presentase en llibros de testu y material de referencia.

Nomenclatura[editar | editar la fonte]

Nel sistema de nomenclatura clásicu, los ácidos son nomaos d'alcuerdu a los sos aniones. El sufixu iónicu ye esaniciáu y ye reemplazáu con un nuevu sufixu (y dacuando prefixu), acordies con la tabla siguiente.

Sistema de nomenclatura clásicu:

Prefixu Anión Sufixu Anión Prefixu Acedu Sufixu Acedu Exemplu
per ato per acedu ico acedu perclóricu (HClO4)
ato acedu ico ácidu clóricu (HClO3)
ito acedu clorosu

(HClO2)

hipo ito hipo acedu osu acedu hipoclorosu (HClO)
uro hidro acedu ico ácidu clorhídricu (HCl)

Por casu, HCl tien un cloruru como'l so anión, polo que'l sufixu -uro fai que tome la forma de ácidu clorhídricu. Nos encamientos de nomenclatura IUPAC, a cencielles amiéstase aguacientu al nome del compuestu iónicu. Arriendes d'ello, pal cloruru d'hidróxenu, el nome IUPAC sería cloruru d'hidróxenu aguacientu. El sufixu -hídricu ye amestáu namái si l'ácidu ta compuestu solamente d'hidróxenu y un otru elementu.

Nel casu particular de los oxácidos, ye importante tener en cuenta variedad alotrópicas.

• Nomenclatura Sistemática: indicar por aciu un prefixu (Monu, di, tri, tetra....) el númberos d'osíxenos (terminando en “oxo”) siguíu del nome del elementu central en “ato”, indicando ente paréntesis el númberu d'oxidación d'ésti y finalmente diciendo “ d'hidróxenu”. Por casu l'ácidu sulfúricu ye'l tetraoxosulfatu (VI) d'hidróxenu.

Fórmula Nomenclatura sistemática Nomenclatura sistemática funcional

HNO2 Dioxonitrato (III) d'hidróxenu Acedu dioxonítricu (III) H2SO3 Trioxosulfatu (IV) d'hidróxenu Acedu trioxosulfúricu (IV) HIO4 Tetraoxoyodatu (VII) d'hidróxenu Acedu tetraoxoyódicu (VII) H2CrO4 Tetraoxocromato (VI) d'hidróxenu Acedu tetraoxocrómico (VI) H2SO2 Dioxosulfatu (II) d'hidróxenu Acedu dioxosulfúricu (II) HIO Monoxoyodatu (I) d'hidróxenu Acedu monoxoyódicu (I)

• Nomenclatura simplificada: empieza'l nome del compuestu pola palabra “acedu” siguíu pol númberu d'osíxenos terminando en “oxo” y finalmente el nome del elementu central termináu en “ico”, indicando'l númberu d'oxidación ente paréntesis en númberos romanos.

Fórmula Nomenclatura sistemática Nomenclatura sistemática Nomenclatura funcional tradicional

H2Cr2O7 Heptaoxodicromato(VI)d'hidróxenu Acedu heptaoxodicrómico(VI) Acedu dicrómico H3PO4 Tetraoxofosfato(V)d'hidróxenu Acedu tetraoxofosfóricu(V) Acedu ortofosfóricu

Fuerza de los ácidos[editar | editar la fonte]

La fuerza d'un ácidu referir a la so habilidá o enclín a perder un protón. Un ácidu fuerte ye unu que se disocia dafechu n'agua; n'otres palabres, un mol d'un ácidu fuerte HAI eslleir n'agua produciendo un mol de H+ y un mol del so base conxugada, A-, y nada del ácidu protonado HAI. En contraste, un ácidu débil se disocia namái parcialmente y, nel equilibriu, esisten na solución tantu l'ácidu como la so base conxugada. Dellos exemplos d'acedos fuertes son el ácidu clorhídricu (HCl), yoduro d'hidróxenu acedu yodhídricu (HI), acedu bromhídricu (HBr), acedu perclóricu (HClO4), acedu nítricu (HNO3) y ácidu sulfúricu (H2SO4). N'agua, cada unu d'estos se ioniza prácticamente al 100%. Mientres más fuerte seya un ácidu, más fácilmente pierde un protón, H+. Dos factores clave que contribúin a la facilidá de deprotonación son la polaridá del enllaz H-A. La fuerza de los ácidos suel ser aldericada tamién en términos de la estabilidá de la base conxugada.

Los ácidos más fuertes tienen Ka más altu, y pKa más baxu que los ácidos más débiles.

Los ácidos alquilsulfónicos y arilsulfónicos, que son oxiácidos orgánicos, son un tipu d'ácidos fuertes. Un exemplu común ye'l acedu toluenosulfónico (acedu tósico o tosílico). A diferencia del ácidu sulfúricu mesmu, los ácidos sulfónicos pueden ser sólidos. N'efectu, el poliestireno funcionalizado en sulfonato de poliestireno, ye un plásticu sólido fuertemente acedu, que ye filtrable.

Los superácidos son acedos más fuertes que l'ácidu sulfúricu al 100%. Dellos exemplos de superácidos son el acedu fluoroantimónico, ácidu máxico y acedu perclóricu. Los superácidos pueden protonar permanentemente l'agua, pa producir "sales" d'oxoniu ióniques, cristalines. Tamién pueden estabilizar cuantitativamente a los carbocationes.

Polaridá y l'efectu inductivu[editar | editar la fonte]

La polaridá referir a la distribución d'electrones nun enllaz químicu, la rexón d'espaciu ente dos núcleos atómicos onde se comparte un par d'electrones (ver TREPEV). Cuando los dos átomos tienen aprosimao la mesma electronegatividad (potencia p'atraer electrones del enllaz), los electrones son compartíos aprosimao por igual y pasen el mesmu tiempu en cualquier estremu del enllaz. Cuando hai una diferencia significativa en electronegatividades de los dos átomos enllazaos, los electrones pasen más tiempu cerca al núcleu del elementu más electronegativo, y fórmase un dipolo eléctricu, o separación de cargues, tal qu'hai una carga parcial negativa alcontrada nel elementu electronegativo, y una carga parcial positiva nel elementu electropositivo. L'hidróxenu ye un elementu electropositivo y atropa una carga llixeramente positiva cuando ta xuníu a un elementu electronegativo, como'l osíxenu o'l bromu. Al escayer la densidá electrónica nel átomu d'hidróxenu, faise más fácil que seya abstraído en forma de protón, n'otres palabres, ye más acedu. Al movese d'esquierda a derecha a lo llargo d'una fila na tabla periódica, los elementos tienden a faese más electronegativos, y la fuerza del ácidu binario formáu pol elementu aumenta coherentemente en:

Fórmula Nome pKa[1]
HF acedu fluorhídricu 3.17

agua | 15.7

NH3 amoniacu 38
CH4 metanu 48

L'elementu electronegativo nun precisa tar xuníu directamente al hidróxenu acedu p'amontar la so acidez. Un átomu electronegativo puede "jalar" densidá electrónica dende l'enllaz acedu, al traviés del efectu inductivu. L'habilidá p'atraer electrones mengua rápido cola distancia del elementu electronegativo al enllaz acedu. L'efectu ye ilustráu pola siguiente serie d'acedos butanoicus haloxenaos. El cloru ye más electronegativo qu'el bromu y, arriendes d'ello, tien l'efectu más fuerte. L'átomu d'hidróxenu xuníu al osíxenu ye l'hidróxenu acedu. L'ácidu butanoicu ye un acedu carboxílico.

Estructura Nome pKa[2]
Butanoic.png acedu butanoicu ≈4.8
4chlorobutanoic.png acedu 4-clorobutanoicu 4.5
3chlorobutanoic.png acedu 3-clorobutanoicu ≈4.0
2bromobutanoic.png acedu 2-bromobutanoicu 2.93
2chlorobutanoic.png acedu 2-clorobutanoicu 2.86

Al empar que l'átomu de cloru alloñar del enllaz acedu O-H, l'efectu mengua. Cuando l'átomu de cloru ta a un átomu de carbonu de distancia del grupu acedu carboxílico, l'acidez del compuestu amóntase significativamente, comparáu col ácidu butanoicu (tamién llamáu ácidu butírico). Sicasí, cuando l'átomu de cloru ta dixebráu por dellos enllaces, l'efectu ye enforma menor. El bromu ye más electronegativo que'l carbonu o l'hidróxenu, pero non tan electronegativo como'l cloru, colo que pKa del ácidu 2-bromobutanoicu ye llixeramente mayor qu'el pKa del ácidu 2-clorobutanoicu.

El númberu d'átomos electronegativos axacentes a un enllaz acedu tamién afecta a encomalo del ácidu. Los oxácidos tienen la fórmula xeneral HOX, onde X pue ser cualquier átomu y puede o nun compartir enllaces con otros átomos. Al aumentar el númberu d'átomos o grupos electronegativos nel átomu X, menguar la densidá electrónica nel enllaz acedu, faciendo que la perda del protón seya más fácil. L'ácidu perclóricu ye un ácidu bien fuerte (pKa ≈ -8), y se disocia dafechu n'agua. La so fórmula química ye HClO4, y entiende un átomu de cloru central, con cuatro átomos d'osíxenu alredor, unu de los cualos ta xuníu a un átomu d'hidróxenu desaxeradamente acedu, que ye eliminable fácilmente. En contraste, el ácidu clóricu (HClO3) ye un ácidu daqué menos fuerte (pKa = -1.0), ente que el acedu clorosu (HClO2, pKa = +2.0) y el acedu hipoclorosu (HClO, pKa = +7.53) son acedos débiles.[3]

Los acedos carboxílicos son ácidos orgánicos que contienen un grupu hidroxilo acedu y un grupu carbonilo. Los ácidos carboxílicos pueden ser amenorgaos al alcohol correspondiente; la sustitución d'un átomu d'osíxenu electronegativo con dos átomos d'hidróxenu electropositivos conduz a un productu que ye esencialmente non acedu. L'amenorgamientu del acedu acéticu a etanol usando LiAlH4 (hidruru de litiu y aluminiu o LAH) y éter ye un exemplu de dicha reacción.

Reduction.png

El valor de pKa pal etanol ye 16, comparáu con 4,76 pal ácidu acéticu.[2][4]

Radiu atómicu y fuerza del enllaz[editar | editar la fonte]

Otru factor que contribúi a l'habilidá d'un ácidu pa perder un protón ye la fuerza d'enllaz ente l'hidróxenu acedu y el anión de la molécula que la tien (ver base conxugada). Esto, de la mesma, ye dependiente del tamañu de los átomos que comparten l'enllaz. Pa un ácidu HAI, al empar qu'aumenta'l tamañu del átomu A, la fuerza del enllaz mengua, significando esto que ye más bono de ser rotu, y la fuerza del ácidu aumenta. La fuerza del enllaz ye una midida de cuánta energía ye necesaria pa romper un enllaz. N'otres palabres, rique menos enerxía romper l'enllaz cuando l'átomu A faise más grande, y el protón ye más fácilmente removible por una base. Esto esplica parcialmente por qué l'ácidu fluorhídricu ye consideráu un ácidu débil, ente que los demás ácidos d'halóxenu (HCl, HBr, HI) son acedos fuertes. Anque'l flúor ye más electronegativo que los otros halóxenos, el so radiu atómicu ye tamién enforma menor, polo que comparte un enllaz fuerte col hidróxenu. Al movese escontra baxo nuna columna na tabla periódica, los átomos fáense menos electronegativos, pero tamién significativamente más grandes, y el tamañu del átomu tiende a apoderar l'acidez nel enllaz col hidróxenu. El sulfuru d'hidróxenu, H2S, ye un ácidu más fuerte que l'agua, inclusive anque l'osíxenu ye más electronegativo que l'azufre. Esto ye por cuenta de que el azufre ye más grande que l'osíxenu, y l'enllaz hidróxenu-azufre ye más fácilmente francible que l'enllaz hidróxenu-osíxenu.

Característiques químiques[editar | editar la fonte]

Acedos monopróticos[editar | editar la fonte]

Los ácidos monopróticos son aquellos ácidos que son capaces de donar un protón por molécula mientres el procesu de disociación (llamáu delles vegaes ionización), como s'amuesa de siguío (simbolizáu por HAI):

HAI(aq) + H2O(l) Plantía:Eqm H3O+(ac) + A(ac)         Ka

Dellos exemplos comunes d'acedos monopróticos en ácidos minerales inclúin al ácidu clorhídricu (HCl) y el acedu nítricu (HNO3). Per otra parte, pa los ácidos orgánicos, el términu xeneralmente indica la presencia d'un grupu carboxilo, y delles vegaes estos ácidos son conocíos como acedos monocarboxílicos. Dellos exemplos d'ácidos orgánicos inclúin al ácidu fórmico (HCOOH), acedu acéticu (CH3COOH) y el acedu benzoicu (C6H5COOH).

Acedos polipróticos[editar | editar la fonte]

Los ácidos polipróticos son capaces de donar más d'un protón por molécula d'ácidu, en contraste a los ácidos monopróticos que namái donen un protón por molécula. Los tipos específicos d'acedos polipróticos tienen nomes más específicos, como acedu diprótico (dos protones potenciales pa donar) y acedu triprótico (tres protones potenciales pa donar).

Un ácidu diprótico (simbolizáu equí como H2A) puede sufrir una o dos disociaciones, dependiendo del pH. Cada disociación tien la so propia constante de disociación, Ka1 y Ka2.

H2A(ac) + H2O(l) Plantía:Eqm H3O+(ac) + HAI(ac)       Ka1
HAI(ac) + H2O(l) Plantía:Eqm H3O+(ac) + A2−(ac)       Ka2

La primer constante de disociación ye mayor que la segunda; esto ye: Ka1 > Ka2. Por casu, el ácidu sulfúricu (H2SO4) puede donar un protón pa formar el anión bisulfatu (HSOPlantía:El so), pa lo que Ka1 ye bien grande; depués puede donar un segundu protón pa formar el anión sulfatu (SOPlantía:El so), onde Ka2 ye comparativamente pequeñu, indicando una fuerza entemedio. El valor grande de Ka1 pa la primera disociación significa que l'ácidu sulfúricu ye un ácidu fuerte. De manera similar, l'inestable y débil ácidu carbónico (H2CO3) puede perder un protón pa formar el anión bicarbonatu (HCOPlantía:El so) y perder un segundu protón pa formar el anión carbonatu (COPlantía:El so). Dambos valores de Ka son pequeños, pero Ka1 > Ka2.

Un ácidu triprótico (H3A) puede sufrir una, dos, o trés disociaciones, y tien trés constantes de disociación, onde Ka1 > Ka2 > Ka3.

H3A(ac) + H2O(l) Plantía:Eqm H3O+(ac) + H2A(ac)        Ka1
H2A(ac) + H2O(l) Plantía:Eqm H3O+(ac) + HAI2−(ac)       Ka2
HAI2−(ac) + H2O(l) Plantía:Eqm H3O+(ac) + A3−(ac)         Ka3

Un exemplu inorgánicu d'un ácidu triprótico ye l'ácidu ortofosfóricu (H3PO4), xeneralmente llamáu a cencielles ácidu fosfóricu. Los trés protones pueden ser perdíos consecutivamente, produciendo H2POPlantía:El so, depués HPOPlantía:El so, y finalmente POPlantía:El so, el anión ortofosfato, a cencielles llamáu fosfatu. Un exemplu orgánicu d'ácidu triprótico ye'l ácidu cítricu, que puede perder consecutivamente tres protones pa formar finalmente'l anión citrato. Anque les posiciones de los protones na molécula orixinal pueden ser equivalentes, los valores de Ka difieren cuidao que ye energéticamente menos favorable perder un protón si la base conxugada ta cargada negativamente.

Neutralización[editar | editar la fonte]

Ácidu clorhídricu (nel vasu de precipitaos) reaccionando con vapores de amoniacu pa producir cloruru de amoniu (fumu blanco).

La neutralización ye la reacción ente un ácidu y una base, produciendo una sal y base neutralizada; por casu, l'ácidu clorhídricu y l'hidróxidu de sodiu formen cloruru de sodiu y agua:

HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq)

La neutralización ye la base de la titulación, onde un indicador de pH amuesa'l puntu d'equivalencia cuando'l númberu equivalente de moles d'una base fueron añedíos a un ácidu. Xeneralmente asumir incorrectamente que la neutralización resulta nuna solución con pH 7,0, lo que ye solamente'l casu cuando l'ácidu y la base tienen fuerza similar mientres la reacción y atópense en concentraciones asemeyaes. La neutralización con una base más débil que l'ácidu resulta nun sal sele acedo. Un exemplu ye'l cloruru de amoniu, que ye sele acedu, producíu a partir del ácidu fuerte cloruru d'hidróxenu y la base débil amoniacu. Recíprocamente, la neutralización d'un ácidu débil con una base fuerte produz un sal sele básico, por casu, el fluoruru de sodiu, formáu a partir del fluoruru d'hidróxenu y el hidróxidu de sodiu.

Equilibriu acedu débil/base débil[editar | editar la fonte]

Por que pueda perdese un protón, ye necesariu qu'el pH del sistema xuba sobre'l valor de pKa del ácidu protonado. L'amenorgamientu na concentración de H+ na solución básica mueve l'equilibriu escontra la base conxugada (la forma deprotonada del ácidu). En soluciones a menor pH (más acedes), hai abonda concentración de H+ na solución por que el ácidu permaneza na so forma protonada, o por que se protone la base conxugada.

Les soluciones d'ácidos débiles y sales de les sos bases conxugaes formen les soluciones tampón.

Durez d'ácidos[editar | editar la fonte]

Artículu principal: Teoría acedu-base duru-blandiu

En 1963, Pearson introdució'l conceutu d'ácidos y bases duros y blandios. Son acedos duros aquellos cationes de pequeñu tamañu y alta carga, de baxa polarizabilidad: alcalinos, alcalinotérreos llixeros, cationes de transición d'alta carga, como'l Ti4+, Cr3+, Fe3+, Co2+, etc.

Son acedos blandios les especies químiques de gran tamañu, pequeña o nula carga, y alta polarizabilidad: metales más pesaos de carga más baxa, como Ag+, Cu+, Pt2+, Hg2+, etc.

Les especies dures tienden a combinase ente sigo. La interacción duru-duru o blandu-blandiu conduz a especies más estables. Esto debe a un mayor solapamiento d'orbitales, qu'anicia un enllaz más fuerte que nes interacciones duru-blandiu o blandiu-duru. Lo anterior ye útil, de forma averada, pa predicir el sentíu de numberoses reacciones.

Aplicaciones de los ácidos[editar | editar la fonte]

Hai numberosos usos de los ácidos. Los ácidos son usaos frecuentemente pa esaniciar ferruñu y otru escomiu de los metales nun procesu conocíu como pickling. Pueden ser usaos tamién como electrolitos nuna batería, como'l ácidu sulfúricu nuna batería d'automóvil.

Los ácidos fuertes, el ácidu sulfúricu en particular, son llargamente usaos en procesamientu de minerales. Por casu, los minerales de fosfatu reaccionen con ácidu sulfúricu produciendo ácidu fosfóricu pa la producción de fertilizantes, y el cinc ye producíu eslleiendo óxidu de cinc n'ácidu sulfúricu, purificando la solución y aplicando electrólisis.

Na industria químico, los ácidos reaccionen nes reacciones de neutralización pa producir sales. Por casu, el acedu nítricu reacciona col amoniacu pa producir nitratu de amoniu, un fertilizante. Adicionalmente, los acedos carboxílicos pueden ser esterificados con alcoholes en presencia d'ácidu sulfúricu, pa producir ésteres.

Los ácidos son usaos como catalizadores; por casu, el ácidu sulfúricu ye usáu en grandes cantidaes nel procesu de alquilación pa producir gasolina. Los ácidos fuertes, como l'ácidu sulfúricu, fosfóricu y clorhídricu, tamién tienen efectu en reacciones de deshidratación y condensación. Los ácidos son usaos tamién como aditivos en bébores y alimentos, cuidao que alterien el so sabor y sirven como preservantes. Por casu, el ácidu fosfóricu ye un componente de les bébores con cola.

Bayura biolóxica[editar | editar la fonte]

Estructura básica d'un aminoácidu.

Munches molécules biológicamente importantes son acedos. Los acedos nucleicos, incluyendo al ADN y el ARN contienen el códigu xenéticu que determina enforma de les característiques d'un organismu, y ye tresferíu de padres a renuevos. L'ADN contién el molde químicu pa la síntesis de les proteínes, que tán feches de subunidades d'aminoácidos.

Un aminoácidu tien un carbonu central (el carbonu α o alfa) que ta xuníu covalentemente a un grupu carboxilo (d'ende que son acedos carboxílicos), un grupu amino, un átomu d'hidróxenu, y un grupu variable. El grupu variable, tamién llamáu grupu R o cadena llateral, determina la identidá y munches de les propiedaes d'un aminoácidu específico. Na glicina, l'aminoácidu más simple, el grupu R ye un átomu d'hidróxenu, pero en tolos demás aminoácidos contién unu o más átomos de carbonu xuníu a hidróxenu, y puede contener otros elementos, tales como azufre, seleniu, osíxenu o nitróxenu. Con esceición de la glicina, los aminoácidos presentes na naturaleza son quirales y casi invariablemente tán presentes na configuración L. Dalgunos peptidoglucanos, atopaos en delles parés celulares bacterianas contienen pequeñes cantidaes de D-aminoácidos. A pH fisiolóxicu, típicamente alredor de 7, esisten aminoácidos llibres en forma iónica, onde'l grupu carboxilo ácidu (-COOH) pierde un protón (-COO-) y el grupu amino básicu (-NH2) gana un protón (-NHPlantía:El so). La molécula entera tienen una carga neta neutra, y ye un zwitterión.

Los ácidos grasos y derivaos d'ácidos grasos son otru grupu d'acedos carboxílicos que xueguen un rol significativu en bioloxía. Estos contienen llargues cadenes d'hidrocarburu y un grupu acedu carboxílico nun estremu. La membrana celular de casi tolos organismos ta fecha principalmente d'una bicapa fosfolipídica, una micela de cadenes hidrofóbiques d'ácidos grasos con grupos fosfatu hidrofílicos.

N'humanos y munchos otros animales, el ácidu clorhídricu ye parte del ácidu gástrico segregáu nel estómagu p'ayudar a hidrolizar a les proteínes, según pa convertir la proenzima inactiva pepsinógeno na enzima activa pepsina. Dellos organismos producen ácidos pal so defensa; por casu, les formigues producen el ácidu fórmico.

L'equilibriu acedu-base xuega un rol críticu na regulación de la respiración de los mamíferos. El gas osíxenu (O2) lleva a cabu la respiración celular, procesu pol cual los animales lliberen la enerxía potencial química almacenada nos alimentos, produciendo dióxidu de carbonu (CO2) como productu. L'osíxenu y el dióxidu de carbonu son intercambiaos nos pulmones, y el cuerpu respuende a les demandes enerxétiques variables afaciendo la velocidá de ventilación pulmonar. Por casu, mientres periodos d'exercitación, el cuerpu ruempe rápido los carbohidrato almacenaos, lliberando CO2 a la riega sanguínea. En soluciones aguacientes como'l sangre, el CO2 esiste n'equilibriu con ácidu carbónico y el anión bicarbonatu.

CO2 + H2O Plantía:Eqm H2CO3 Plantía:Eqm H+ + HCO3-

Ye l'amenorgamientu nel pH la señal que lleva al celebru a alendar más rápido y fondu, lliberando l'escesu de CO2 y resuministrando a les célules con O2.

Les membranes celulares son xeneralmente impermeables a les molécules polares, cargaes o grandes, por cuenta de les cadenes grases acílicas lipofílicas conteníes nel so interior. Munches molécules biológicamente importantes, incluyendo un gran númberu d'axentes farmacéuticos, son acedos orgánicos débiles que pueden crusar la membrana na so forma protonada, na forma ensin carga, pero nun pueden faelo na so forma cargada (como base conxugada). Por esta razón, l'actividá de munches drogues puede ser aumentada o menguada pol usu de antiácidos o alimentos acedos. Sicasí, la forma cargada sueli ser más soluble n'el sangre y el citosol, dambos medios aguacientos. Cuando'l mediu estracelular ye más acedu qu'el pH neutru dientro de la célula, ciertos ácidos van esistir na so forma neutra y van ser solubles na membrana, dexándo-yos cruciar la bicapa lipídica. Los ácidos que pierden un protón a pH intracelular van esistir na so forma cargada, soluble, polo que son capaces d'espublizase al traviés del citosol al so oxetivu. El ibuprofeno, la aspirina y la penicilina son exemplos de drogues que son acedos débiles.

Ácidos comunes[editar | editar la fonte]

Ácidos minerales o inorgánicos[editar | editar la fonte]

Acedos sulfónicos[editar | editar la fonte]

Acedos carboxílicos[editar | editar la fonte]

Acedos carboxílicos vinílogos[editar | editar la fonte]

Ver tamién[editar | editar la fonte]

Referencies[editar | editar la fonte]

  1. http://www2.lsdiv.harvard.edu/labs/evans/pdf/evans_pKa_table.pdf
  2. 2,0 2,1 «63847_8».
  3. pKa values for HClOn from C.Y.Housecroft and A.G.Sharpe "Inorganic Chemistry" (Pearson, 2d edn 2005), p.171
  4. http://research.chem.psu.edu/brpgroup/pKa_compilation.pdf

Bibliografía[editar | editar la fonte]

Enllaces esternos[editar | editar la fonte]



Ácido