Un ácidu (del llatín: acidus, que significa agriu) ye consideráu tradicionalmente como cualesquier compuestu químicu que, cuando s'esllee n'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 ácidu acéticu (nel vinagre), el ácidu clorhídricu (nel salfumán y los zusmios gástricos), el ácidu acetilsalicílicu (na aspirina), o'l ácidu sulfúricu (usáu en bateríes d'automóvil). Los sistemes ácidu/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 sustancies pures o en solución.
A les sustancies químiques que tienen la propiedá d'un ácidu denominar acedes.
Definiciones y conceutos
Propiedaes de los ácidos 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 El químicu suecu Svante Arrhenius foi'l primeru n'atribuyir les propiedaes d'acidez al hidróxenu en 1884. Un ácidu de Arrhenius ye una sustancia 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) H3O+(ac) + OH-(ac) N'agua puro, la mayoría de molécules esisten como H2O, pero un númberu pequeñu de molécules tán constantemente 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 ión hidróxidu cuando ta eslleida n'agua. En química escribir con frecuencia H+(ac) significando ión hidróxenu o protón al describir reacciones ácidu-base, pero nun hai evidencia abonda de qu'esista en disolución aguacienta'l nucleu d'hidróxenu llibre; sí que ta probada la esistencia del ión 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
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 ácidu-base arreyen la tresferencia d'un protón. Un ácidu de Brønsted-Lowry (o a cencielles ácidu de Brønsted) ye una especie que dona un protón a una base de Brønsted-Lowry. La teoría ácidu-base de Brønsted-Lowry tien delles ventayes sobre la teoría de Arrhenius. Considere les siguientes reacciones del ácidu acéticu (CH3COOH), el ácidu orgánico que-y da al vinagre el so sabor carauterístico: Ficheru: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) + NH(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 ión 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
Un tercer conceutu foi propuestu pol físicoquímico Gilbert N. Lewis en 1923, que inclúi reacciones con carauterístiques ácidu-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 pallabres, ye un aceptor de par d'electrones. Les reacciones ácidu-base de Brønsted son reacciones de tresferencia de protones, ente que les reacciones ácidu-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 ácidu-base. Ficheru: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 nucleos atómicos y, arriendes d'ello, tán más distantes del nucleu 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 les 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 ión hidróxenu. La especie que gana'l par d'electrones ye l'ácidu de Lewis; por casu, l'átomu d'oxíxenu en H3O+ gana un par d'electrones cuando unu de los enllaces H-O se ruempe, y los electrones compartíos nel enllaz alcontrar nel oxíxenu. 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 ácidu-base arreyen la tresferencia d'un catión hidrón (H+) d'un ácidu a una base.
Disociación y equilibriu Les reacciones d'ácidos son xeneralizaes frecuentemente na forma HAI H+ + A-, onde HAI representa l'ácidu, y A- ye la base conxugada. Los pares ácidu-base conxugaos difieren nun protón, y pueden ser interconvertidos pola adición o eliminación d'un protón (protonación y deprotonación, respeutivamente). 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+ 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 ácidu-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 rellación de los iones hidróxenu al ácidu va ser mayor pal ácidu más fuerte, yá 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 órdenes 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 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 cola tabla siguiente.
Sistema de nomenclatura clásicu: Prefixu AniónSufixu AniónPrefixu ÁciduSufixu ÁciduExempluperatoperácidu icoácidu perclóricu (HClO4)atoácidu icoácidu clóricu (HClO3)itoácidu clorosu (HClO2)hipoitohipoácidu osuácidu hipoclorosu (HClO)urohidroácidu icoácidu clorhídricu (HCl)
Por casu, HCl tien un cloruru como'l so anión, polo que'l sufixu -uro fai que tome la forma d'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 variedaes alotrópiques.
• 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 Ácidu dioxonítricu (III) H2SO3 Trioxosulfatu (IV) d'hidróxenu Ácidu trioxosulfúricu (IV) HIO4 Tetraoxoyodatu (VII) d'hidróxenu Ácidu tetraoxoyódicu (VII) H2CrO4 Tetraoxocromato (VI) d'hidróxenu Ácidu tetraoxocrómico (VI) H2SO2 Dioxosulfatu (II) d'hidróxenu Ácidu dioxosulfúricu (II) HIO Monoxoyodatu (I) d'hidróxenu Ácidu monoxoyódicu (I)
• Nomenclatura simplificada: empieza'l nome del compuestu pola pallabra “ácidu” siguíu pol númberu d'osíxenos terminando en “oxo” y finalmente'l 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 Ácidu heptaoxodicrómico(VI) Ácidu dicrómico H3PO4 Tetraoxofosfato(V)d'hidróxenu Ácidu tetraoxofosfóricu(V) Ácidu ortofosfóricu
Fuercia de los ácidos