Ácido

En 1884, Svante Arrhenius atribuyó las propiedades de acidez a los cationes de hidrógeno (H ⁺ ), posteriormente descritos como protones o hidrones . Un ácido de Arrhenius es una sustancia que, al añadirse al agua, aumenta la concentración de iones H ⁺ en el agua. ^{[ 4 ] [ 5 ]} Los químicos suelen escribir H ⁺ ( aq ) y referirse al catión de hidrógeno al describir las reacciones ácido-base, pero el núcleo de hidrógeno libre, un protón ^{, no existe solo en el agua, sino que existe como el ion hidronio (H3O+} ) u otras formas ₍ H5O2 + _{, H9O4} + _{) .} Por lo tanto, un ácido de Arrhenius también puede describirse como una sustancia que aumenta la concentración de ^iones hidronio al añadirse al agua. Ejemplos de ^ello son sustancias moleculares como el cloruro de hidrógeno y el ácido acético.

Por otro lado, una base de Arrhenius es una sustancia que aumenta la concentración de iones hidróxido (OH⁻ ⁾ al disolverse en agua. Esto disminuye la concentración de iones hidronio porque estos reaccionan para formar moléculas de _{H₂O .}

H₃O⁺ _{( aq)} + ^OH⁻ ( _aq) ⇌ ^H₂O ( _{liq) +} H₂O ₍ liq ₎

Debido a este equilibrio, cualquier aumento en la concentración de hidronio va acompañado de una disminución en la concentración de hidróxido. Por lo tanto, se podría decir que un ácido de Arrhenius es aquel que disminuye la concentración de hidróxido, mientras que una base de Arrhenius la aumenta.

En una solución ácida, la concentración de iones hidronio es mayor que 10⁻⁷ ^moles por litro. Dado que el pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio, las soluciones ácidas tienen un pH menor que 7.

Si bien el concepto de Arrhenius es útil para describir muchas reacciones, también es bastante limitado en su alcance. En 1923, los químicos Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry reconocieron independientemente que las reacciones ácido-base implican la transferencia de un protón. Un ácido de Brønsted-Lowry (o simplemente ácido de Brønsted) es una especie que dona un protón a una base de Brønsted-Lowry. ^{[ 5 ]} La teoría ácido-base de Brønsted-Lowry tiene varias ventajas sobre la teoría de Arrhenius. Consideremos las siguientes reacciones del ácido acético (CH ₃ COOH), el ácido orgánico que le da al vinagre su sabor característico:

CH₃COOH + _H₂O ⇌ _CH₃COO⁻ ⁺ H₃O⁺_​​_​​^​

CH ₃ COOH + NH ₃ ⇌ CH ₃ COO ⁻ + NH + 4

Ambas teorías describen fácilmente la primera reacción: el _CH₃COOH actúa como un ácido de Arrhenius porque , al disolverse en agua, libera H₃O⁺ _, ^{y como un ácido de Brønsted al donar un protón al agua. En el segundo ejemplo, el} _CH₃COOH experimenta la misma transformación, en este caso donando un protón al amoníaco (NH₃ ₎ , pero no se ajusta a la definición de ácido de Arrhenius porque la reacción no produce iones hidronio. Sin embargo, el CH₃COOH _es tanto un ácido de Arrhenius como un ácido de Brønsted-Lowry.

La teoría de Brønsted-Lowry puede utilizarse para describir las reacciones de compuestos moleculares en solución no acuosa o en fase gaseosa. El cloruro de hidrógeno (HCl) y el amoníaco se combinan bajo diversas condiciones para formar cloruro de amonio , NH₄Cl _. En solución acuosa, el HCl se comporta como ácido clorhídrico y existe como iones hidronio y cloruro. Las siguientes reacciones ilustran las limitaciones de la definición de Arrhenius:

1. H₃O⁺ ⁽ aq ₎ + Cl⁻ ⁽ _{aq ) +} NH₃ → Cl⁻ ₍ ^aq ₎ + _NH₄⁺ ( _{aq )} + ^H₂O
2. HCl _(benceno) + NH _3(benceno) → NH ₄ Cl _(s)
3. HCl _(g) + NH _3(g) → NH ₄ Cl _(s)

Al igual que en las reacciones del ácido acético, ambas definiciones funcionan para el primer ejemplo, donde el agua es el disolvente y el ion hidronio se forma a partir del soluto HCl. Las siguientes dos reacciones no implican la formación de iones, pero siguen siendo reacciones de transferencia de protones. En la segunda reacción, el cloruro de hidrógeno y el amoníaco (disuelto en benceno ) reaccionan para formar cloruro de amonio sólido en un disolvente de benceno, y en la tercera, el HCl gaseoso y el NH₃ _se combinan para formar el sólido.

Un tercer concepto, solo marginalmente relacionado, fue propuesto en 1923 por Gilbert N. Lewis , que incluye reacciones con características ácido-base que no implican una transferencia de protones. Un ácido de Lewis es una especie que acepta un par de electrones de otra especie; en otras palabras, es un aceptor de pares de electrones. ^{[ 5 ]} Las reacciones ácido-base de Brønsted son reacciones de transferencia de protones, mientras que las reacciones ácido-base de Lewis son transferencias de pares de electrones. Muchos ácidos de Lewis no son ácidos de Brønsted-Lowry. Compare cómo se describen las siguientes reacciones en términos de química ácido-base:

En la primera reacción, un ion fluoruro , F⁻ ^, cede un par de electrones al trifluoruro de boro para formar el tetrafluoroborato . El fluoruro "pierde" un par de electrones de valencia porque los electrones compartidos en el enlace B—F se encuentran en la región del espacio entre los dos núcleos atómicos y, por lo tanto, están más alejados del núcleo del fluoruro que en el ion fluoruro solo. El BF₃ _es un ácido de Lewis porque acepta el par de electrones del fluoruro. Esta reacción no puede describirse mediante la teoría de Brønsted porque no hay transferencia de protones.

La segunda reacción puede describirse utilizando cualquiera de las dos teorías. Un protón se transfiere de un ácido de Brønsted no especificado al amoníaco, una base de Brønsted; alternativamente, el amoníaco actúa como una base de Lewis y transfiere un par de electrones no enlazantes para formar un enlace con un ion hidrógeno. La especie que gana el par de electrones es el ácido de Lewis; por ejemplo, el átomo de oxígeno en H₃O⁺ ^gana _un par de electrones cuando se rompe uno de los enlaces H—O y los electrones compartidos en el enlace se localizan en el oxígeno .

Según el contexto, un ácido de Lewis también puede describirse como oxidante o electrófilo . Los ácidos de Brønsted orgánicos, como el ácido acético, el cítrico o el oxálico, no son ácidos de Lewis. ^{[ 4 ]} Se disocian en agua para producir un ácido de Lewis, H ⁺ , pero al mismo tiempo, también producen una cantidad igual de una base de Lewis (acetato, citrato u oxalato, respectivamente, para los ácidos mencionados). Este artículo trata principalmente sobre ácidos de Brønsted en lugar de ácidos de Lewis.

Los ácidos monopróticos, también conocidos como ácidos monobásicos, 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) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ⁻ (aq) K _a    

Ejemplos comunes de ácidos monopróticos en ácidos minerales incluyen el ácido clorhídrico (HCl) y el ácido nítrico (HNO₃ ₎ . Por otro lado, en los ácidos orgánicos, el término indica principalmente la presencia de un grupo carboxilo , y a veces estos ácidos se denominan ácidos monocarboxílicos. Ejemplos de ácidos orgánicos incluyen el ácido fórmico (HCOOH), _el ácido acético (CH₃COOH ₎ y el ácido benzoico ( _C₆H₅COOH ).

Los ácidos polipróticos, también conocidos como ácidos polibásicos, pueden donar más de un protón por molécula, a diferencia de los ácidos monopróticos, que solo donan un protón por molécula. Los tipos específicos de ácidos polipróticos tienen nombres más específicos, como ácido diprótico (o dibásico) (dos protones potenciales para donar) y ácido triprótico (o tribásico) (tres protones potenciales para donar). Algunas macromoléculas, como las proteínas y los ácidos nucleicos, pueden tener un número muy elevado de protones ácidos. ^{[ 12 ]}

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

H₂A ₍ aq) + H₂O ₍ l) ⇌ H₃O⁺ ₍ aq) + ^{HA⁻ (} aq ) K _a1   

HA ⁻ (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ²⁻ (aq) K _a2    

La primera constante de disociación suele ser mayor que la segunda (es decir, K _a1 > K _a2 ). Por ejemplo, el ácido sulfúrico (H ₂ SO ₄ ) puede donar un protón para formar el anión bisulfato (HSO ⁻ ₄ ), para el cual K _a1 es muy grande; luego puede donar un segundo protón para formar el anión sulfato (SO ²⁻ ₄ ), donde K _a2 es de fuerza intermedia. El gran K _a1 para la primera disociación hace que el ácido sulfúrico sea un ácido fuerte. De manera similar, el ácido carbónico débil e inestable (H ₂ CO ₃ ) puede perder un protón para formar el anión bicarbonato (HCO ⁻ ₃ ) y perder un segundo para formar el anión carbonato (CO ²⁻ ₃ ). Ambos valores de K _a son pequeños, pero K _a1 > K _a2 .

Un ácido triprótico (H ₃ A) puede sufrir una, dos o tres disociaciones y tiene tres constantes de disociación, donde K _a1 > K _a2 > K _a3 .

H₃A ₍ aq) + H₂O ( _l ) ⇌ H₃O⁺ _{( aq} ) ₊ ^{H₂A⁻ (} aq ) Ka1    

H ₂ A ⁻ (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + HA ²⁻ (aq) K _a2   

HA ²⁻ (ac) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (ac) + A ³⁻ (ac) K _a3   

Un ejemplo inorgánico de ácido triprótico es el ácido ortofosfórico (H₃PO₄ ) _{, generalmente} llamado simplemente ácido fosfórico . Los tres protones pueden perderse sucesivamente para producir H₂PO⁻₄ _, luego HPO₄²⁻ y finalmente PO₄³⁻₄ ^{, el ion ortofosfato} , generalmente llamado simplemente fosfato . Aunque las posiciones de los tres protones en la molécula original de ácido fosfórico son equivalentes, los valores sucesivos _{de Kₐ difieren} ^ya que es energéticamente menos favorable perder un protón si la base conjugada tiene una carga más negativa. Un ejemplo orgánico de ácido triprótico es _el ácido cítrico , que puede perder sucesivamente tres protones para finalmente formar el ion citrato .

Aunque la pérdida subsiguiente de cada ion hidrógeno es menos favorable, todas las bases conjugadas están presentes en la solución. Se puede calcular la concentración fraccionaria, α (alfa), de cada especie. Por ejemplo, un ácido diprótico genérico generará 3 especies en solución: H₂A _, HA⁻ ^y A²⁻ ^. Las concentraciones fraccionarias se pueden calcular como se muestra a continuación, a partir del pH (que se puede convertir a [H⁺ ^] ) o de las concentraciones del ácido con todas sus bases conjugadas:

${\displaystyle {\begin{aligned}\alpha _{{\ce {H2A}}}&={\frac {{\ce {[H+]^2}}}{{\ce {[H+]^2}}+[{\ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={\frac {{\ce {[H2A]}}}{{\ce {{[H2A]}}}+[HA^{-}]+[A^{2-}]}}\\\alpha _{{\ce {HA^-}}}&={\frac {[{\ce {H+}}]K_{1}}{{\ce {[H+]^2}}+[{\ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={\frac {{\ce {[JA^-]}}}{{\ce {[H2A]}}+{[HA^{-}]}+{[A^{2-}]}}}\\\alpha _{{\ce {A^{2-}}}}&={\frac {K_{1}K_{2}}{{\ce {[H+]^2}}+[{\ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={\frac {{\ce {[A^{2-}]}}}{{\ce {{[H2A]}}}+{[HA^{-}]}+{[A^{2-}]}}}\end{aligned}}}$

Una gráfica de estas concentraciones fraccionarias frente al pH, para K ₁ y K ₂ dados , se conoce como gráfica de Bjerrum . Se observa un patrón en las ecuaciones anteriores que puede extenderse al ácido n -prótico general que ha sido desprotonado i veces:

${\displaystyle \alpha _{{\ce {H}}_{ni}A^{i-}}={{[{\ce {H+}}]^{ni}\displaystyle \prod _{j=0}^{i}K_{j}} \over {\displaystyle \sum _{i=0}^{n}{\Big [}[{\ce {H+}}]^{ni}\displaystyle \prod _{j=0}^{i}K_{j}}{\Big ]}}}$

donde K ₀ = 1 y los demás términos K son las constantes de disociación del ácido.

La neutralización es la reacción entre un ácido y una base, que produce una sal y una base neutralizada; por ejemplo, el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio forman cloruro de sodio y agua:

HCl _(acuoso) + NaOH _(acuoso) → H ₂ O _(l) + NaCl _(acuoso)

La neutralización es la base de la titulación , donde un indicador de pH muestra el punto de equivalencia cuando se ha añadido la misma cantidad de moles de una base a un ácido. A menudo se asume erróneamente que la neutralización debería dar como resultado una solución con pH 7,0, lo cual solo ocurre cuando la fuerza del ácido y la base son similares durante una reacción.

La neutralización con una base más débil que el ácido da como resultado una sal débilmente ácida. Un ejemplo es el cloruro de amonio , un ácido débil que se obtiene a partir del cloruro de hidrógeno, un ácido fuerte , y el amoníaco , una base débil . Por el contrario, la neutralización de un ácido débil con una base fuerte produce una sal débilmente básica (por ejemplo, fluoruro de sodio a partir de fluoruro de hidrógeno e hidróxido de sodio ).

Para que un ácido protonado pierda un protón, el pH del sistema debe superar el pKa del ácido. La menor concentración de H ₊ ^{en esa solución básica desplaza el equilibrio hacia la forma de la base conjugada (la forma desprotonada del ácido). En soluciones con pH más bajo (más ácidas), la concentración de H +} es lo suficientemente alta como para que el ácido permanezca en su forma protonada.

Las soluciones de ácidos débiles y sales de sus bases conjugadas forman soluciones tampón .

Para cada curva de titulación de ácido diprótico, de izquierda a derecha, hay dos puntos medios, dos puntos de equivalencia y dos regiones de amortiguación. ^{[ 15 ]}

Los ácidos son reactivos fundamentales en el tratamiento de casi todos los procesos de la industria moderna. El ácido sulfúrico, un ácido diprótico, es el ácido más utilizado en la industria y también el producto químico industrial más producido en el mundo. Se utiliza principalmente en la producción de fertilizantes, detergentes, baterías y tintes, así como en el procesamiento de muchos productos, como la eliminación de impurezas. ^{[ 19 ]} Según datos estadísticos de 2011, la producción anual de ácido sulfúrico fue de alrededor de 200 millones de toneladas en el mundo. ^{[ 20 ]} Por ejemplo, los minerales de fosfato reaccionan con ácido sulfúrico para producir ácido fosfórico para la producción de fertilizantes fosfatados, y el zinc se produce disolviendo óxido de zinc en ácido sulfúrico, purificando la solución y electroobteniendo.

En la industria química, los ácidos reaccionan en reacciones de neutralización para producir sales. Por ejemplo, el ácido nítrico reacciona con el amoníaco para producir nitrato de amonio , un fertilizante. Además, los ácidos carboxílicos pueden esterificarse con alcoholes para producir ésteres .

Los ácidos se utilizan a menudo para eliminar el óxido y otros tipos de corrosión de los metales en un proceso conocido como decapado . También pueden utilizarse como electrolito en baterías de celda húmeda , como el ácido sulfúrico en las baterías de los automóviles .

El ácido tartárico es un componente importante de algunos alimentos de consumo habitual, como los mangos verdes y el tamarindo. Las frutas y verduras naturales también contienen ácidos. El ácido cítrico está presente en las naranjas, los limones y otros cítricos. El ácido oxálico está presente en los tomates, las espinacas y, especialmente, en la carambola y el ruibarbo ; las hojas de ruibarbo y las carambolas verdes son tóxicas debido a sus altas concentraciones de ácido oxálico. El ácido ascórbico (vitamina C) es una vitamina esencial para el cuerpo humano y está presente en alimentos como la amla ( grosella espinosa india ), el limón, los cítricos y la guayaba.

Muchos ácidos se encuentran en diversos alimentos como aditivos, ya que alteran su sabor y actúan como conservantes. El ácido fosfórico , por ejemplo, es un componente de las bebidas de cola . El ácido acético se usa a diario en el vinagre. El ácido cítrico se usa como conservante en salsas y encurtidos.

El ácido carbónico es uno de los aditivos ácidos más comunes que se agregan a los refrescos . Durante el proceso de fabricación, el CO₂ _se suele presurizar para disolverlo en estas bebidas y generar ácido carbónico. El ácido carbónico es muy inestable y tiende a descomponerse en agua y CO₂ _a temperatura y presión ambiente. Por lo tanto, cuando se abren las botellas o latas de este tipo de refrescos, estos burbujean y efervescen al liberarse las burbujas de _{CO₂ .} ^{[ 21 ]}

Ciertos ácidos se utilizan como medicamentos. El ácido acetilsalicílico (aspirina) se usa como analgésico y para bajar la fiebre.

Los ácidos desempeñan funciones importantes en el cuerpo humano. El ácido clorhídrico presente en el estómago facilita la digestión al descomponer moléculas de alimentos grandes y complejas. Los aminoácidos son necesarios para la síntesis de proteínas, esenciales para el crecimiento y la reparación de los tejidos corporales. Los ácidos grasos también son necesarios para el crecimiento y la reparación de los tejidos. Los ácidos nucleicos son importantes para la fabricación de ADN y ARN, así como para la transmisión de rasgos a la descendencia a través de los genes. El ácido carbónico es importante para el mantenimiento del equilibrio del pH en el organismo.

El cuerpo humano contiene una variedad de compuestos orgánicos e inorgánicos, entre los cuales los ácidos dicarboxílicos desempeñan un papel esencial en muchos procesos biológicos. Muchos de estos ácidos son aminoácidos , que sirven principalmente como materiales para la síntesis de proteínas. ^{[ 22 ]} Otros ácidos débiles actúan como amortiguadores con sus bases conjugadas para evitar que el pH del cuerpo sufra cambios drásticos que serían perjudiciales para las células. ^{[ 23 ]} El resto de los ácidos dicarboxílicos también participan en la síntesis de diversos compuestos biológicamente importantes en el cuerpo humano.

Los ácidos se utilizan como catalizadores en la química industrial y orgánica; por ejemplo, el ácido sulfúrico se emplea en grandes cantidades en el proceso de alquilación para producir gasolina. Algunos ácidos, como el sulfúrico, el fosfórico y el clorhídrico, también intervienen en reacciones de deshidratación y condensación . En bioquímica, muchas enzimas utilizan la catálisis ácida. ^{[ 24 ]}

• Halogenuros de hidrógeno y sus soluciones: ácido fluorhídrico (HF), ácido clorhídrico (HCl), ácido bromhídrico (HBr), ácido yodhídrico (HI)
• Oxoacidos halogenados: ácido hipocloroso (HClO), ácido cloroso (HClO₂ ₎ , ácido clórico (HClO₃ ₎ , ácido perclórico (HClO₄ ₎ y análogos correspondientes para bromo y yodo.
  • El ácido hipofluorocarbono (HFO) es el único oxoácido conocido para el flúor.
• Ácido sulfúrico ( _{H₂SO₄ )}​
• Ácido fluorosulfúrico ( _HSO₃F )
• Ácido nítrico ( _HNO₃ )
• Ácido fosfórico (H ₃ PO ₄ )
• Ácido fluoroantimónico (HSbF ₆ )
• Ácido fluorobórico (HBF ₄ )
• Ácido hexafluorofosfórico (HPF ₆ )
• Ácido crómico ( _{H₂CrO₄ )}​
• Ácido bórico (H ₃ BO ₃ )

Un ácido sulfónico tiene la fórmula general RS(=O) ₂ –OH, donde R es un radical orgánico.

• Ácido metanosulfónico ₍ o ácido mesilico , _CH₃SO₃H )
• Ácido etanosulfónico (o ácido esílico, CH ₃ CH ₂ SO ₃ H)
• Ácido bencenosulfónico (o ácido besílico, C ₆ H ₅ SO ₃ H)
• _{Ácido p} -toluenosulfónico ( o ácido _tosílico , CH₃C₆H₄SO₃H ₎
• Ácido trifluorometanosulfónico ₍ o ácido trifluorometanosulfónico , _CF₃SO₃H )
• _Ácido poliestirenosulfónico ( poliestireno sulfonado , [ _CH₂CH ( _C₆H₄ ) SO₃H _{] n} )

Un ácido carboxílico tiene la fórmula general RC(O)OH, donde R es un radical orgánico. El grupo carboxilo -C(O)OH contiene un grupo carbonilo , C=O, y un grupo hidroxilo , OH.

• Ácido acético ( _CH₃COOH )
• Ácido cítrico (C ₆ H ₈ O ₇ )
• ácido fórmico (HCOOH)
• Ácido glucónico HOCH ₂ -(CHOH) ₄ -COOH
• Ácido láctico (CH ₃ -CHOH-COOH)
• Ácido oxálico (HOOC-COOH)
• Ácido tartárico (HOOC-CHOH-CHOH-COOH)

La halogenación en posición alfa aumenta la fuerza del ácido, de modo que los siguientes ácidos son todos más fuertes que el ácido acético.

• ácido fluoroacético
• ácido trifluoroacético
• Ácido cloroacético
• ácido dicloroacético
• ácido tricloroacético

Los ácidos carboxílicos normales son la unión directa de un grupo carbonilo y un grupo hidroxilo. En los ácidos carboxílicos vinílicos , un doble enlace carbono-carbono separa los grupos carbonilo e hidroxilo.

• ácido ascórbico

• Ácido desoxirribonucleico (ADN)
• Ácido ribonucleico (ARN)