Ácido

Un ácido (a menudo representada por la fórmula genérica HA [H ⁺ A ^-]) se considera tradicionalmente cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua , da una solución con una ion hidrógeno actividad mayor que en agua pura, es decir, una pH de menos de 7,0. Que se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry, que define independientemente un ácido como un compuesto que dona una ion hidrógeno (H ⁺⁾ a otro compuesto (llamado base). Los ejemplos comunes incluyen ácido acético (en vinagre) y ácido sulfúrico (usado en baterías de coche). Sistemas de ácido / base son diferentes de reacciones redox en que no hay cambio en el estado de oxidación .

Definiciones

La palabra "ácido" viene del latín acidus significa "amargo", pero en la química del ácido término tiene un significado más específico. Hay cuatro maneras comunes de definir un ácido:

• Arrhenius: De acuerdo con esta definición desarrollada por el sueco químico Svante Arrhenius, un ácido es una sustancia que aumenta la concentración de iones de hidrógeno (H ^+), que se realizan como iones (H ₃ O ⁺⁾ cuando se disuelve en hidronio agua , mientras que las bases son sustancias que aumentan la concentración de hidróxido de iones (OH ^-). Esta definición limita ácidos y bases a las sustancias que pueden disolver en agua. Alrededor de 1800, muchos franceses químicos, entre ellos Antoine Lavoisier , creyeron erróneamente que todos los ácidos contenían oxígeno . De hecho, la palabra alemana moderna para el oxígeno es Sauerstoff (lit. sustancia amarga), como es la palabra afrikaans para suurstof oxígeno, con el mismo significado. Inglés químicos, entre ellos Sir Humphry Davy , al mismo tiempo creían todos los ácidos contenían hidrógeno. Arrhenius usó esta creencia para desarrollar esta definición de ácido.
• Brønsted-Lowry: Según esta definición, un ácido es una de protones ( hidrógeno núcleo) donante y una base es un aceptor de protones. El ácido se dice que está disociada después de que se donó el protón. Un ácido y la base correspondiente se denominan pares conjugados ácido-base. Brønsted y Lowry formulados de forma independiente esta definición, que incluye sustancias insolubles en agua no en la definición de Arrhenius.
• definición-sistema de disolvente: De acuerdo con esta definición, un ácido es una sustancia que, cuando se disuelve en un disolvente autodissociating, aumenta la concentración de la solvonium cationes, tales como H ₃ O ⁺ en agua, NH ⁺ ₄ en amoníaco líquido, NO ⁺ en N líquido ₂ O _4, SBCL ₂ ⁺ ₃ en SBCL, etc. Base se define como la sustancia que aumenta la concentración de la solvato aniones, respectivamente OH ^-, NH ₂ ^-, NO ₃ ^-, o SBCL ₄ ^-. Esta definición se extiende reacciones ácido-base de los sistemas acuosos e incluso algunos sistemas apróticos, donde no hay hidrógeno núcleos están involucrados en las reacciones. Esta definición no es absoluta, un compuesto que actúa como ácido en un disolvente puede actuar como una base en otro.
• Lewis: De acuerdo con esta definición desarrollado por Gilbert N. Lewis, un ácido es un aceptor de par de electrones y una base es un donante de par de electrones. (Estos se refieren con frecuencia como " Ácidos de Lewis "y" Bases de Lewis ", y son electrófilos y nucleófilos, respectivamente, en la química orgánica ; Bases de Lewis son también ligandos en química de coordinación.) ácidos de Lewis incluyen sustancias con no transferibles protones (es decir, iones de hidrógeno H ^+), tales como hierro (III) cloruro , y por lo tanto la definición de un ácido Lewis tiene una aplicación más amplia que la definición de Brönsted-Lowry. De hecho, el término ácido de Lewis se utiliza a menudo para excluir (Brønsted-Lowry) ácidos próticos. La definición de Lewis también puede explicarse con teoría de orbitales moleculares. En general, un ácido puede recibir un par de electrones en su orbital más bajo sin ocupar ( LUMO) de la orbital más alto ocupado ( HOMO) de una base. Es decir, el HOMO de la base y el LUMO del ácido se combinan para un orbital molecular de unión.

Aunque no es la teoría más general, la definición de Brønsted-Lowry es la definición más ampliamente utilizado. La fuerza de un ácido puede ser comprendido por esta definición por la estabilidad de hidronio y la base conjugada solvatada tras la disociación. Aumentar o disminuir la estabilidad de la base conjugada se aumentar o disminuir la acidez de un compuesto. Este concepto de acidez se utiliza con frecuencia para ácidos orgánicos tales como ácido carboxílico . La descripción orbital molecular, donde los solapamientos orbitales de protones sin llenar con un par solitario, se conecta a la definición de Lewis.

Propiedades

Ácidos de Bronsted-Lowry:

• Son generalmente amargo en el sabor
• Los ácidos fuertes o concentrados a menudo producen una sensación de escozor en membranas mucosas
• Reaccionar a los indicadores de la siguiente manera: vuelve azul tornasol y metil rojo naranja, no cambie el color de fenolftaleína
• Reaccionará con metales para producir una sal de metal e hidrógeno
• Reaccionará con carbonatos de metales para producir agua, CO ₂ y una sal de
• Reacciona con una base para producir una sal y agua
• Reaccionará con un óxido de metal para producir agua y una sal de
• Conducirá la electricidad, dependiendo del grado de disociación
• Producirá iones solvonium, como hidronio _(H3O ⁺⁾ iones en el agua
• Will desnaturalizar las proteínas

Los ácidos fuertes y muchos ácidos concentrados son peligrosos, causando graves quemaduras por contacto incluso menor. Los ácidos son corrosivos. En general, las quemaduras por ácidos se tratan de un enjuague la zona afectada con abundante agua (15 minutos) en ejecución y seguimiento con atención médica inmediata. En el caso de los ácidos altamente concentrados, el ácido primero, debe limpiarse de lo posible, de lo contrario la mezcla exotérmica del ácido y el agua podría causar quemaduras graves. Ácidos también puede ser peligroso por razones no relacionadas con su acidez, ver un apropiado MSDS para obtener información más detallada.

Nomenclatura

En el sistema de nomenclatura clásica, los ácidos se nombran de acuerdo a sus aniones . Eso sufijo iónica se deja caer y se reemplaza con un nuevo sufijo (y, a veces prefijo), de acuerdo con la siguiente tabla. Por ejemplo, HCl tiene cloruro como anión, por lo que el sufijo uro hace que tome la forma de ácido clorhídrico . En el Sistema de nomenclatura IUPAC, "acuoso" se añade simplemente al nombre del compuesto iónico. Por lo tanto, para el cloruro de hidrógeno, el nombre IUPAC sería cloruro de hidrógeno acuoso.

Sistema de denominación clásica:

Características químicas

En el agua el siguiente equilibrio se produce entre un ácido débil (HA) y agua, que actúa como una base de:

HA ( aq) + H ₂ O ⇌ H ₃ O ⁺ (ac) + A ^- (aq)

La constante de acidez (o ácido constante de disociación) es la constante de equilibrio para la reacción de HA con agua:

Los ácidos fuertes tienen gran K _unos valores (es decir, el equilibrio de la reacción se encuentra más a la derecha; el ácido se disocia casi completamente a H ₃ O ⁺ y A ^-). Los ácidos fuertes incluyen el más pesado hidrácidos: ácido clorhídrico (HCl), ácido bromhídrico (HBr), y ácido yodhídrico (HI). (Sin embargo, ácido fluorhídrico, HF, es relativamente débil.) Por ejemplo, el K _un valor para el ácido clorhídrico (HCl) es 10 ^7.

Los ácidos débiles tienen _una pequeña K valores (es decir, en equilibrio cantidades significativas de HA y A ^- existir juntos en la solución; modestos niveles de H ₃ O ⁺ están presentes; el ácido es sólo parcialmente disociado). Por ejemplo, el K _un valor para el ácido acético es 1,8 x 10 ^-5. La mayoría de los ácidos orgánicos son ácidos débiles. Oxoácidos, que tienden a contener átomos centrales en los estados de oxidación altos rodeados de oxígeno pueden ser bastante fuerte o débil. El ácido nítrico , ácido sulfúrico, y ácido perclórico son todos los ácidos fuertes, mientras que ácido nitroso, ácido sulfuroso y ácido hipocloroso son todos débiles.

Nota sobre los términos utilizados:

• Los términos " hidrógeno de iones "y" protones "se usan indistintamente; ambos se refieren a H ^+.
• En solución acuosa, el agua se protona para formar ion hidronio, _H3O ⁺ (aq). Esto es a menudo abreviado como H ⁺ (aq) a pesar de que el símbolo no es químicamente correcta.
• La fuerza de un ácido se mide por su constante de disociación ácida (K _a) o equivalentemente su p K _a (p K _a = - log (K _a)).
• La pH de una solución es una medida de la concentración de hidronio. Esto dependerá de la concentración y la naturaleza de los ácidos y bases en solución.

Ácidos polipróticos

Ácidos polipróticos son capaces de donar más de un protón por molécula de ácido, en contraste con ácidos monopróticos que sólo donan un protón por molécula. Los tipos específicos de ácidos polipróticos tienen nombres más específicos, tales como el ácido diprótico (dos protones potenciales para donar) y ácido triprótico (tres protones potenciales para donar).

Un ácido monoprótico puede someterse a uno disociación (a veces llamado ionización) como sigue y simplemente tiene una constante de disociación ácida como se muestra a continuación:

HA (ac) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (ac) + A ^- (aq) K _una

Un ácido diprótico (aquí simbolizado por H ₂ A) puede someterse a uno o dos disociaciones dependiendo del pH. Cada disociación tiene su propia constante de disociación, K _a1 y _a2 K.

H ₂ A (ac) + _H2O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + HA ^- (aq) K _a1

HA ^- (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (ac) + A ^{2- (aq)} K _a2

La primera constante de disociación es típicamente mayor que la segunda; es decir, K _a1> K _a2. Por ejemplo, ácido sulfúrico (H ₂ SO ₄₎ puede donar un protón para formar el bisulfato de anión (HSO ₄ ^-), para la que K _a1 es muy grande; entonces se puede donar un segundo protón para formar el sulfato de anión (SO ₄ ^2-), en el que el K _a2 es la fuerza intermedia. La gran _a1 K para la primera disociación hace sulfúrico un ácido fuerte. De una manera similar, la débil inestable ácido carbónico (H ₂ CO ₃₎ puede perder un protón para formar anión bicarbonato (HCO ₃ ^-) y perder un segundo para formar carbonato de aniones (CO ₃ ^2-). Tanto K _unos valores son pequeñas, pero K _a1> K _a2.

Un ácido triprótico (H ₃ A) puede someterse a uno, dos, o tres disociaciones y tiene tres constantes de disociación, donde K _a1> K _a2> K _A3.

H ₃ A (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (ac) + H ₂ A ^- (aq) K _a1

H ₂ A ^- (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + HA ^{2- (aq)} K _a2

HA ^{2- (aq)} + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (ac) + A ^{3- (aq)} K _a3

Un inorgánico ejemplo de un ácido triprótico es ácido ortofosfórico (H ₃ PO _4), llamada comúnmente ácido fosfórico . Todos los tres protones se pueden perder sucesivamente para producir H ₂ PO ₄ ^-, entonces HPO ₄ ^2-, y finalmente PO ₄ ^3-, el ion ortofosfato, llamada comúnmente fosfato. Un orgánica ejemplo de un ácido es triprótico ácido cítrico, que puede perder sucesivamente tres protones para formar, finalmente, el ion citrato. A pesar de que las posiciones de los protones en la molécula original pueden ser equivalentes, los sucesivos valores de _K A serán diferentes ya que es energéticamente menos favorable a perder un protón si la base conjugada está cargado más negativamente.

Neutralización

La neutralización es la reacción entre un ácido y una base, produciendo una sal y agua ; por ejemplo, ácido clorhídrico y cloruro de sodio forma de hidróxido de sodio y agua:

HCl (aq) + NaOH (aq) → H ₂ O (l) + NaCl (aq)

La neutralización es la base de titulación, donde una indicador de pH muestra punto de equivalencia cuando el número equivalente de moles de una base se han añadido a un ácido. A menudo se asume erróneamente que la neutralización debe resultar en una solución con pH 7.0, que sólo es el caso con las fortalezas de ácidos y bases similares durante una reacción.

La neutralización con una base más débil que los resultados de ácido en una sal débilmente ácido. Un ejemplo es la débilmente ácido de cloruro de amonio, que se produce a partir del ácido fuerte cloruro de hidrógeno y la débil base de amoníaco . Por el contrario, la neutralización de un ácido débil con una base fuerte da una sal débilmente básica, por ejemplo, fluoruro de sodio a partir de fluoruro de hidrógeno y el hidróxido de sodio .

Ácido débil / equilibrios bases débiles

Con el fin de perder un protón, es necesario que el pH de la subida del sistema por encima de la p K _A del ácido protonado. La disminución de la concentración de H ⁺ en solución básica que desplaza el equilibrio hacia la forma base conjugada (la forma desprotonada del ácido). En soluciones de pH más bajo (más ácido), hay una concentración de H ⁺ lo suficientemente alta en la solución para hacer que el ácido permanezca en su forma protonada, o para protonar su base conjugada (la forma desprotonada).

Soluciones de ácidos débiles y sales de su forma bases conjugadas soluciones tampón.

Aplicaciones de ácidos

Existen numerosos usos para los ácidos. Los ácidos se utilizan a menudo para eliminar el óxido y otra a la corrosión de metales en un proceso conocido como decapado. Se pueden utilizar como un electrolito en una batería de celda húmeda, tales como ácido sulfúrico en una batería de coche. En los seres humanos y muchos otros animales, el ácido clorhídrico es una parte de la ácido gástrico secretado en el estómago para ayudar a hidrolizar proteínas y polisacáridos, así como la conversión de la inactiva pro-enzima, pepsinógeno en la enzima, pepsina. Los ácidos se usan como catalizadores ; por ejemplo, ácido sulfúrico se utiliza en grandes cantidades en el proceso de alquilación para producir gasolina.

Ácidos comunes

• Ácido Cítrico

Los ácidos minerales

• Soluciones de halogenuros de hidrógeno, tales como ácido clorhídrico (HCl) y ácido bromhídrico (HBr)
• El ácido sulfúrico (H ₂ SO ₄₎
• El ácido nítrico (HNO ₃₎
• El ácido fosfórico (H ₃ PO ₄₎
• Ácido crómico (H ₂ CrO ₄₎

Los ácidos sulfónicos

• Ácido metanosulfónico (aka ácido mesílico) (meso ₃ H)
• Etanosulfónico (ácido aka esílico) (ETSO ₃ H)
• Ácido bencenosulfónico (ácido aka besílico) (PHSO ₃ H)
• Ácido toluenosulfónico (aka ácido tosílico, o (C ₆ H ₄ (CH ₃₎ (SO ₃ H))

Los ácidos carboxílicos

• Ácido fórmico
• Ácido acético