Un àcid (del llatí acidus, 'agre') és considerat tradicionalment com qualsevol compost químic que, quan es dissol en aigua, produeix una solució amb una activitat de catió oxidani o oxoni, H3O^+, major que l'aigua pura, és a dir, un pH menor que 7. Això s'aproxima a la definició moderna de Johannes Nicolaus Brønsted i Thomas Martin Lowry, que van definir de manera independent un àcid com un compost que dona un catió hidrogen (H+) a un altre compost (denominat base). Alguns exemples comuns són l'àcid acètic (al vinagre), l'àcid clorhídric (al salfumant i als sucs gàstrics), l'àcid acetilsalicílic (a l'aspirina) o l'àcid sulfúric (usat en bateries d'automòbil). Els sistemes àcid/base es diferencien de les reaccions redox en el fet que, en aquestes últimes, hi ha un canvi en l'estat d'oxidació. Els àcids poden existir en forma de sòlids, líquids o gasos segons de la temperatura, i també poden existir com a substàncies pures o en solució.
Les substàncies químiques que tenen la propietat d'un àcid es denominen àcides.
Teories La primera teoria sobre els àcids es deu al químic francès Antoine Laurent Lavoisier. Segons ell els àcids presenten en la seva composició sempre oxigen, essent el responsable de les propietats característiques dels àcids. Per aquesta raó Lavoisier anomenà a aquest element químic oxigen, que significa engendrador d'àcids a partir dels mots grecs ὀξύς àcid i -γενος engendrador. Molts d'àcids contenen oxigen: el sulfúric, el nítric, el fosfòric, tots els àcids orgànics, etc. Els experiments de descomposició electrolítica realitzats per Humphry Davy demostraren que hi havia àcids que no contenien oxigen, com ara l'àcid clorhídric, amb la qual cosa s'abandonà la teoria de Lavoisier.
Àcid segons la teoria d'Arrhenius
miniatura|Cristalls d'àcid acètic Les anomalies que tenien les propietats col·ligatives dels electròlits i la conductivitat elèctrica que presentaven les seves dissolucions varen dur al químic suec Svante August Arrhenius a proposar una teoria de la dissociació electrolítica el 1887 que indicava que els electròlits, en dissolució aquosa o fusos, es dissocien parcialment en ions carregats elèctricament. Amb aquesta hipòtesi va definir els àcids com:
Electròlits que en dissolució aquosa donen cations hidrogen, H+.
Per tant, segons Arrhenius els àcids són electròlits que han de tenir necessàriament en la seva estructura hidrogens que es puguin rompre en dissolució aquosa. A continuació hi ha uns exemples: Àcid clorhídric Àcid acètic Àcid sulfúric Àcid fosfòric
La reacció de neutralització dels àlcalis s'explica per la formació d'una sal i aigua:
Àcid segons la teoria de Brønsted-Lowry
miniatura|àcid clorhídric concentrat El químic danès Johannes Nicolaus Brønsted i l'anglès Thomas Martin Lowry, el 1923, publicaren de forma independent, una teoria sobre el comportament dels àcids i que podia aplicar-se a qualsevol tipus de dissolvent mentre que la d'Arrhenius només podia emprar-se per a dissolucions aquoses. Segons aquesta nova teoria:
Un àcid és una substància que pot cedir protons.
A partir d'aquesta definició es fa necessària una altra substància que accepti els protons, que són les bases, i no és necessari que la reacció tengui lloc dins aigua, pot ser dins d'un altre dissolvent o en un altre estat, com ara gasós. Per exemple:
Àcid clorhídric en aigua Àcid clorhídric en àcid acètic Clorur d'hidrogen i amoníac en estat gasós
Els àcids poden ser espècies neutres però també ions: Anió hidrogenocarbonat en aigua
El concepte d'àcid passa, amb la teoria de Brønsted-Lowry, a ser un concepte relatiu, ja que una mateixa substància pot actuar com àcid o com a base en funció de l'altra substància amb la qual reaccioni. Per exemple l'àcid acètic actua com àcid en dissolució aquosa quan reacciona amb l'aigua, però actua com a base si està dissolt en àcid sulfúric: Àcid acètic en aigua Àcid acètic en àcid sulfúric
Àcid segons la teoria de Lewis
La teoria àcid-base de Brønsted-Lowry no és suficientment àmplia per comprendre tots els casos de comportament àcid de les substàncies, ja que és limitat a les reaccions amb intercanvi de protons. Hi ha substàncies que no tenen hidrogen i tenen comportament àcid, per exemple el diòxid de carboni, CO₂, o el triòxid de sofre, SO₃, es comporten com àcids, ja que en presència d'òxids bàsics, com ara l'òxid de calci, CaO, o l'òxid de sodi, Na₂O, en absència de dissolvent i, per tant, sense transferència de protons, reaccionen per a formar sals, el carbonat de sodi, CaCO₃ o el sulfat de sodi, Na₂SO₄, per exemple. Les reaccions podem representar-les amb les següents equacions químiques:
Aquestes reaccions impliquen la cessió parcial, mitjançant enllaç covalent datiu, d'una parella d'electrons d'un àtom d'oxigen a un altre àtom i Gilbert Newton Lewis enuncià l'any 1923 i desenvolupà l'any 1938 una teoria més general d'àcids, segons la qual un àcid és tota substància, molecular o iònica, que pot acceptar un parell d'electrons.
Segons aquesta definició els àcids han de tenir àtoms que no tenguin complet l'octet d'electrons. La unió d'un àcid amb una base es produeix per formació d'un enllaç covalent datiu, és a dir, els dos electrons que formen l'enllaç provenen ambdós d'un àtom. Es pot representar amb l'equació: 200px|Equilibri àcid-base de Lewis
La major o menor electronegativitat d'algun dels àtoms en un compost determina el seu caràcter àcid. L'afinitat pels electrons d'un àtom combinat es coneix com a electrofília i, inversament, la tendència a cedir electrons es coneix com a nucleofília. Un compost pot imaginar-se format per la combinació d'un radical electròfil amb un radical nucleòfil i les reaccions poden suposar-se produïdes pel desplaçament d'un radical electròfil o nucleòfil dèbil per un altre de més fort. Aquests conceptes permeten l'explicació de moltes reaccions orgàniques.
La teoria de Lewis elimina la posició única del protó en la teoria de Brønsted-Lowry però els àcids en aquesta teoria no ho són en la de Lewis, que assigna aquest caràcter al protó. Així en la teoria de Lewis l'àcid clorhídric, és la combinació de la base Cl- amb l'àcid H+ i quan reacciona amb l'aigua, que és una base, es produeix un desplaçament de la base Cl-, més dèbil, per la base més forta H₂O.
Constant d'aciditat o acidesa
Sigui un àcid dèbil, AH, que es dissol dins d'aigua. Segons la teoria àcid-base de Brønsted-Lowry l'àcid reacciona amb l'aigua segons la següent equació química:
Quan s'assoleix l'equilibri les concentracions de les espècies que intervenen es manté constant i es pot definir una constant d'equilibri, que s'anomena constant d'acidesa, al quocient entre el producte de les concentracions de la base conjugada de l'àcid i del catió oxoni o oxidani la concentració de l'àcid, totes a l'equilibri:
Àcid fort Un àcid fort és: segons la teoria d'Arrhenius, un àcid que en dissolució aquosa es dissocia completament, per exemple l'àcid clorhídric:
segons la teoria de Brønsted-Lowry, és aquell que té una gran tendència a transferir un protó, per exemple l'àcid clorhídric:
una manera de quantificar aquesta força és a partir del valor de la constant d'acidesa. Un valor elevat indica un àcid fort, mentre que un valor baix indica un àcid feble.
Exemples d'àcids forts ordenats de més fort a menys fort: àcid perclòric - àcid iodhídric - àcid bromhídric - àcid sulfúric - àcid clorhídric - àcid nítric - àcid etanodioic - àcid iòdic - àcid cròmic
Àcid feble Un àcid feble és: segons la teoria d'Arrhenius, un àcid que en dissolució aquosa es dissocia parcialment, per exemple l'àcid acètic:
segons la teoria de Brønsted-Lowry, és aquell que té poca tendència a transferir un protó, per exemple l'àcid acètic:
La constant d'acidesa (de símbol Ka), ens dona idea, per a cada àcid feble, fins a quin punt es dissocia en dissolució aquosa.
pKa d'àcids feblesÀcid Acètic Làctic Carbònic Fluorhídric Sulfhídric Hipoclorós CianhídricpKa 4,76 3,08 6,35 3,20 7,05 7,40 9,21
Àcids polipròtics Els àcids que tenen més d'un hidrogen que es pot dissociar s'anomenen àcids polipròtics. La dissociació d'aquests àcids es realitza hidrogen a hidrogen, havent un equilibri per a cada hidrogen que es dissocia. L'exemple més típic d'àcid polipròtic és l'àcid fosfòric que té tres hidrògens àcids i que es dissocien segons les equacions:
Les constants d'acidesa sempre són majors pel primer hidrogen, de manera que el primer àcid és el més fort i el darrer el més fluix:
Altres àcids polipròtics: àcid sulfúric, H₂SO₄, àcid carbònic, H₂CO₃,...
Àcids inorgànics Àcids binaris miniatura|D'esquerra a dreta fluorur d'hidrogen, HF, clorur d'hidrogen, HCl, bromur d'hidrogen, HBr, i iodur d'hidrogen, HI|alt=D'esquerra a dreta fluorur d'hidrogen, HF, clorur d'hidrogen, HCl, bromur d'hidrogen, HBr, i iodur d'hidrogen, HIminiatura|Sulfur d'hidrogen Els àcids que no presenten oxigen en la seva estructura s'anomenen àcids binaris o hidràcids. Estan formats per molècules on l'hidrogen es troba enllaçat mitjançant un enllaç covalent a un àtom d'un element químic molt electronegatiu (halògens, sofre…) per la qual cosa l'enllaç està molt polaritzat i es romp fàcilment donant lloc a la dissociació de l'àcid. A les figures adjuntes hi ha els més importants. Els àcids binaris estan formats per un no-metall, concretament F, Cl, Br, I, S, Se i Te, i hidrogen. No contenen oxigen en la molècula.
Nomenclatura Són substàncies gasoses (halurs d'hidrogen, sulfur d'hidrogen…) que s'anomenen àcids quan estan en dissolució aquosa. La terminologia és àcid més l'arrel de l'element no-metall (o un derivat) acabat en hídric, per exemple: HCl(aq) àcid clorhídric.
Formulació i nomenclatura dels anions hidràcids Quan una molècula d'un hidràcid perd un hidrogen o més en forma d'ions H+, es converteix en un anió amb una càrrega negativa igual al nombre d'hidrògens perduts.
Els anions dels hidràcids s'anomenen substituint la terminació -hídric de l'àcid corresponent per -ur.
Exemple:
F– → ió fluorur
Cl– → ió clorur
Br– → ió bromur
I– → ió iodur
És possible que els àcids sulfhídric, selenhídric i tel·lurhídric perdin únicament un hidrogen e forma d'ió H+.
Per anomenar aquests anions afegim el prefix hidrogen- al davant del nom de l'anió.
Exemple:
HS– → ió hidrogensulfur
HSe– → ió hidrogenselenur
Fórmula La fórmula d'un hidràcid és la mateixa que la del compost binari corresponent més el subíndex (aq) per indicar que es tracta d'una dissolució aquosa.
Hidràcids més importants Àcid fluorhídric, HF(aq) - àcid clorhídric, HCl(aq) - àcid bromhídric, HBr(aq) - àcid iodhídric, HI(aq) - àcid sulfhídric, H₂S(aq)- àcid cianhídric, HCN(aq)
Oxoàcids o àcid ternaris Els oxoàcids són composts inorgànics on un àtom central electronegatiu es troba enllaçat mitjançant enllaç covalent a diversos oxígens que amb enllaços dobles i simples completant les valències de l'àtom central. Els oxígens que es troben enllaçats mitjançant un enllaç simple a l'àtom central s'enllacen també a un àtom d'hidrogen. Aquest enllaç està molt polaritzat la qual cosa fa que sigui bo de dissociar. Els oxoàcids en la molècula, contenen hidrogen i oxigen.
La seva fórmula general és HaEbOc, en què H és hidrogen; O és oxigen i E és un no-metall o algun metall de transició com el crom o el manganès. Les lletres a, b i c representen el nombre d'àtoms de cada element presents en la molècula de l'àcid.
Per anomenar els principals oxoàcids és aconsellable utilitzar la nomenclatura tradicional, acceptada per la IUPAC.
Formulació i nomenclatura dels anions dels oxoàcids Quan una molècula d'un oxoàcid perd hidrògens en forma d'ions H+, es converteix en un anió amb una càrrega negativa al nombre d'ions d'hidrogen perduts.
Per anomenar els anions dels oxoàcids, se substitueixen les terminacions -ós i -ic dels àcids corresponents per les terminacions -it i -at, respectivament.
Nomenclatura