Un ácido es una molécula o ion capaz de donar un hidrón (protón o ion de hidrógeno H +), o, alternativamente, capaz de formar un enlace covalente con un par de electrones (un ácido de Lewis).
La primera categoría de ácidos son los donantes de protones o los ácidos de Brønsted. En el caso especial de las soluciones acuosas, los donantes de protones forman el ion hidronio H3O +
y son conocidos como ácidos de Arrhenius. Brønsted y Lowry generalizaron la teoría de Arrhenius para incluir solventes no acuosos. Un ácido de Brønsted o Arrhenius generalmente contiene un átomo de hidrógeno unido a una estructura química que sigue siendo energéticamente favorable después de la pérdida de H +.
Los ácidos acuosos de Arrhenius tienen propiedades características que proporcionan una descripción práctica de un ácido.
Los ácidos forman soluciones acuosas con un sabor ácido, pueden tornar rojo el tornasol azul y reaccionar con bases y ciertos metales (como el calcio) para formar sales. La palabra ácido se deriva del latín acidus / acēre que significa ácido .
Una solución acuosa de un ácido tiene un pH inferior a 7 y, coloquialmente, también se denomina “ácido” (como en “disuelto en ácido”), mientras que la definición estricta se refiere únicamente al soluto.
Un pH más bajo significa una mayor acidez y, por lo tanto, una mayor concentración de iones de hidrógeno positivos en la solución. Se dice que los productos químicos o las sustancias que tienen la propiedad de un ácido son ácidos .
Los ácidos acuosos comunes incluyen ácido clorhídrico (una solución de cloruro de hidrógeno que se encuentra en el ácido gástrico en el estómago y activa las enzimas digestivas), ácido acético (el vinagre es una solución acuosa diluida de este líquido), ácido sulfúrico (utilizado en baterías de automóviles). y ácido cítrico (que se encuentra en los cítricos). Como muestran estos ejemplos, los ácidos (en el sentido coloquial) pueden ser soluciones o sustancias puras, y pueden derivarse de ácidos (en sentido estricto) que son sólidos, líquidos o gases. Los ácidos fuertes y algunos ácidos débiles concentrados son corrosivos, pero existen excepciones como los carboranos y el ácido bórico.
La segunda categoría de ácidos son los ácidos de Lewis, que forman un enlace covalente con un par de electrones. Un ejemplo es el trifluoruro de boro (BF3), cuyo átomo de boro tiene un orbital vacío que puede formar un enlace covalente al compartir un par de electrones solitarios en un átomo en una base, por ejemplo, el átomo de nitrógeno en amoníaco (NH3). Lewis consideró esto como una generalización de la definición de Brønsted, de modo que un ácido es una especie química que acepta pares de electrones directamente o liberando protones (H +) en la solución, que luego aceptan pares de electrones. Sin embargo, el cloruro de hidrógeno, el ácido acético y la mayoría de los demás ácidos de Brønsted-Lowry no pueden formar un enlace covalente con un par de electrones y, por lo tanto, no son ácidos de Lewis.
Por el contrario, muchos ácidos de Lewis no son ácidos Arrhenius o Brønsted-Lowry. En la terminología moderna, un ácido es implícitamente un ácido de Brønsted y no un ácido de Lewis, ya que los químicos casi siempre se refieren a un ácido de Lewis explícitamente como un ácido de Lewis.
Las reacciones de los ácidos a menudo se generalizan en la forma HA ⇌ H + + A-, donde HA representa el ácido y A- es la base del conjugado. Esta reacción se conoce como protólisis . La forma protonada (HA) de un ácido también se denomina a veces ácido libre .
Los pares conjugados ácido-base difieren en un protón, y pueden ser interconvertidos mediante la adición o eliminación de un protón (protonación y desprotonación, respectivamente). Tenga en cuenta que el ácido puede ser la especie cargada y la base conjugada puede ser neutra, en cuyo caso el esquema de reacción generalizada podría escribirse como
HA + ⇌ H + + A. En solución existe un equilibrio entre el ácido y su base conjugada. La constante de equilibrio K es una expresión de las concentraciones de equilibrio de las moléculas o los iones en solución. Los corchetes indican concentración, tal que [H2O] significa la concentración de H2O . La constante de disociación ácida K a se usa generalmente en el contexto de reacciones ácido-base. El valor numérico de K a es igual al producto de las concentraciones de los productos dividido por la concentración de los reactivos, donde el reactivo es el ácido (HA) y los productos son la base conjugada y H +.
[math] {\ displaystyle K_ {a} = {\ frac {{\ ce {[H +] [A ^ -]}}} {{\ ce {[HA]}}}}} [/ math]
El más fuerte de dos ácidos tendrá una K a más alta que el ácido más débil; la relación de iones de hidrógeno a ácido será mayor para el ácido más fuerte ya que el ácido más fuerte tiene una mayor tendencia a perder su protón. Debido a que el rango de valores posibles para K a
abarca muchos órdenes de magnitud, una constante más manejable, p K a se usa con mayor frecuencia, donde p K a = -log10 K a
. Los ácidos más fuertes tienen un p K a más pequeño que los ácidos más débiles. La p K a determinada experimentalmente a 25 ° C en solución acuosa a menudo se cita en libros de texto y material de referencia.
Ácidos monopróticos
Los ácidos monopróticos son aquellos ácidos que pueden donar un protón por molécula durante el proceso de disociación (a veces llamado ionización) como se muestra a continuación (simbolizado por HA):
HA (aq) + H2O (l) ⇌ H3O + (aq) + A- (aq) K a
Ejemplos comunes de ácidos monopróticos en ácidos minerales incluyen ácido clorhídrico (HCl) y ácido nítrico (HNO3). Por otro lado, para los ácidos orgánicos, el término indica principalmente la presencia de un grupo de ácido carboxílico y, a veces, estos ácidos se conocen como ácido monocarboxílico. Los ejemplos en ácidos orgánicos incluyen ácido fórmico (HCOOH), ácido acético (CH3COOH) y ácido benzoico (C6H5COOH).
Los ácidos polipróticos, también conocidos como ácidos polibásicos, pueden donar más de un protón por molécula de ácido, en contraste con los ácidos monopróticos que solo donan un protón por molécula. Los tipos específicos de ácidos polipróticos tienen nombres más específicos, como el ácido diprótico (dos protones potenciales para donar) y el ácido triprótico (tres protones potenciales para donar).
Acidos minerales (ácidos inorgánicos)
- Haluros de hidrógeno y sus soluciones: ácido fluorhídrico (HF), ácido clorhídrico (HCl), ácido bromhídrico (HBr), ácido yodhídrico (HI)
- Oxoácidos halógenos: ácido hipocloroso (HClO), ácido cloroso (HClO2), ácido clórico (HClO3), ácido perclórico (HClO4) y análogos correspondientes para el bromo y yodo. Ácido hipofluorado (HFO), el único oxoácido conocido para el flúor.
- Ácido sulfúrico (H2SO4)
- Ácido fluorosulfúrico (HSO3F)
- Ácido nítrico (HNO3)
- Ácido fosfórico (H3PO4)
- Ácido fluoroantimónico (HSbF6)
- Ácido fluorobórico (HBF4)
- Ácido hexafluorofosfórico (HPF6)
- Ácido crómico (H2CrO4)
- Ácido bórico (H3BO3)
