Ácido

En general, los ácidos (del latín acidus) son sustancias de sabor agrio que reaccionan con los metales produciendo hidrógeno, y cambian el color del papel tornasol a un tono rojo-anaranjado, que se utilizan para reconocerlos. Es una sustancia que en disolución produce iones oxonio H₃O⁺

Propiedades cualitativas de los ácidos

Un ácido es toda sustancia que presenta las siguientes propiedades:

• Reacciona con los metales disolviéndolos y desprendiendo hidrógeno gaseoso.
• Reacciona con los carbonatos (como el mármol) disolviéndolos y desprendiendo dióxido de carbono.
• Cambia la tonalidad de los indicadores (como, por ejemplo,cuando vuelve rojo el papel tornasol).
• Puede ser sólido o líquido.
• Puede tener sabor agrio o ácido.
• Neutraliza las bases.
• En disolución acuosa tiene un pH menor que 7.
• Se disocia en agua produciendo cationes hidrógeno y el anión correspondiente:

HCl → H⁺ + Cl^-

H₂SO₄ → 2 H⁺ + SO₄^-2

En realidad el catión hidrógeno, H⁺, no puede existir en disolución acuosa, ya que inmediatamente se une a una molécula de agua y forma el catión hidronio, H₃O⁺.

Formación de ácidos

Los elementos azufre, selenio y telurio de la columna XVI de la Tabla Periódica se combinan con el hidrógeno formando los siguientes compuestos:

H₂S sulfuro de hidrógeno o sulfuro de dihidrógeno

H₂Se seleniuro de hidrógeno o seleniuro de dihidrógeno

H₂Te telururo de hidrógeno o telururo de dihidrógeno

Estos compuestos cuando se disuelven en agua se comportan como ácidos, por lo que en disolución acuosa reciben un nombre específico:

H₂S ácido sulfhídrico

H₂Se ácido selenhídrico

H₂Te ácido telurhídrico

Lo mismo sucede con los elementos flúor, cloro, bromo y yodo de la columna XVII de la Tabla Periódica:

HF fluoruro de hidrógeno, o disuelto en agua, ácido fluorhídrico

HCl cloruro de hidrógeno, o disuelto en agua, ácido clorhídrico

HBr bromuro de hidrógeno, o disuelto en agua, ácido bromhídrico

HI yoduro de hidrógeno, o disuelto en agua, ácido yodhídrico

Estos ácidos, formados por un no metal de las columnas XVI o XVII de la Tabla Periódica y el hidrógeno reciben el nombre de hidrácidos.

Existen hidrácidos más complejos, como el HCN, cianuro de hidrógeno, o disuelto en agua, ácido cianhídrico.

Los hidrácidos se pueden obtener por reacción del no metal correspondiente con el hidrógeno gaseoso. Así el cloruro de hidrógeno se puede obtener por reacción del cloro gaseoso con el hidrógeno gaseoso:

Cl₂ + H₂ → 2HCl

Nomenclatura de ácidos

Los hidracidos , se consideran acidos binarios por estar formados por dos elementos, el hidrógeno y un no metal que puede estar incluido en las familias 16 y 17 y la nomenclatura (formación de su nombre) que los caracteriza es anteponiendo la palabra ácido, seguidamente de la raíz del nombre del no metal con la terminación hídrico.

• HCl (ácido clorhídrico)

En el caso de los oxiácidos por estar formados de tres elementos se les llama ternarios y siguen una nomenclatura similar , anteponiendo la palabra ácido, seguido de la raíz del nombre del no metal, pero la terminación depénde del número de átomos de oxígeno que tengan , por ejemplo la terminación : oso será para cuando presenten la menor cantidad de oxígeno y la terminación ico para cuando esta sea mayor( tomando en consideración su valencia) .Aunque también se utilizan prefijos como hipo y per que indican menor y mayor cantidad de la ya establecida. (ejemplo solo con fines gráficos, falta el ajuste de valencias)

• HNO Ácido hiponitroso (oxonitrato(I) de hidrógeno)
• HNO₂ Ácido nitroso (dioxonitrato(III) de hidrógeno)
• HNO₃ Ácido nítrico (trioxonitrato(V) de hidrógeno)
• HNO₄ Ácido pernítrico (tetraoxonitrato(VII) de hidrógeno)

FORMACION DE OXIACIDOS.

También existen ácidos que contienen además de no metales e hidrógeno, oxígeno. Estos ácidos se denominan oxoácidos.

Los oxoácidos se pueden obtener por reacción de un óxido de un no metal (anhidrido en la nomenclatura tradicional o antigua) con el agua. Así el trióxido de azufre reacciona con el agua para dar el ácido sulfúrico.

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Definiciones químicas de los ácidos

La primera definición de ácido es la de Robert Boyle, en el siglo XVII. Según Boyle, los ácidos son todas aquellas sustancias que presentan las siguientes propiedades:

• Poseen un sabor agrio característico.
• Reaccionan con muchos metales con formación de hidrógeno gaseoso (lo cual no quiere decir que el metal se pueda transformar en un ácido).
• Sus disoluciones conducen la corriente eléctrica.
• Enrojecen la tintura de tornasol (morada por defecto).
• Reaccionan con las bases (neutralización).
• La mayoría son corrosivos para la piel.
• Con el mármol producen efervescencia.

Con el surgimiento de la química moderna se considera que cualquier compuesto químico que puede ceder protones es un ácido. Un ejemplo es el ácido clorhídrico, de fórmula HCl:

HCl → H⁺ + Cl^- (en disolución acuosa)

o lo que es lo mismo:

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-

El concepto de ácido es el contrapuesto al de base. Para medir la acidez de un medio se utiliza el concepto de pH.

La anterior definición corresponde a la formulada por Brønsted y Lowry en 1923, y generaliza la anterior definición de ácidos y bases de Arrhenius en 1887. En la definición de Arrhenius, un ácido es una sustancia que, al disociarse, produce cationeses hidrógeno en disolución acuosa. La definición de Brønsted y Lowry de ácidos y bases también sirve para disoluciones no acuosas; las dos definiciones son muy parecidas en la definición de ácido, pero esta última es mucho más general sobre las bases.

En 1923 Gilbert N. Lewis amplió aún más la definición de ácidos y bases, aunque su definición no tendría repercusión hasta años más tarde. Según su definición, un ácido es aquella sustancia que puede aceptar un par de electrones, mientras que una base es aquella sustancia capaz de donarlos. De esta forma, se incluyen sustancias que se comportan como ácidos pero no cumplen la definición de Brønsted y Lowry, y suelen ser denominadas "ácidos de Lewis". Puesto que el protón, según esta definición, es un "ácido de Lewis" (tiene vacío el orbital 1s, en donde alojar el par de electrones), todos los "ácidos de Brønsted-Lowry" son "ácidos de Lewis".

• Ejemplos de ácidos de Brønsted y Lowry: HCl, HNO₃, H₃PO₄.
• Ejemplos de ácidos de Lewis: Ag⁺, AlCl₃, CO₂, SO₃.

Fuerza de ácidos

• Un ácido fuerte es aquel que se disocia completamente en el agua, es decir, aporta iones H⁺ pero no los recoge. El ejemplo anterior (ácido clorhídrico) es un ácido fuerte. Otros son el ácido sulfúrico o el ácido nítrico. Para estos ácidos el pH de una disolución con 0,1 mol de ácido por litro (0,05 mol/L en el caso del ácido sulfúrico que libera 2 protones) será de un cifra en torno a 1.
• Un ácido débil aporta iones H⁺ al medio, pero también es capaz de aceptarlos, formando un equilibrio ácido-base. La mayoría de los ácidos orgánicos son de este tipo. ((NH₄)H₂PO₄).

HAc <=> H⁺ + Ac^- (en disolución acuosa)

En este caso (HAc equivale a ácido acético) la doble flecha indica el equilibrio. En relación al pH para estos ácidos se generan valores entre 4 y 7 para disoluciones con las mismas concentraciones que en el caso anterior.

Dureza de ácidos

En 1963, Pearson introdujo el concepto de ácidos y bases duros y blandos. Son ácidos duros aquellos cationes de pequeño tamaño y alta carga, de baja polarizabilidad: alcalinos, alcalinotérreos ligeros, cationes de transición de alta carga, como el Ti⁴⁺, Cr³⁺, Fe³⁺, Co²⁺, etc.

Son ácidos blandos las especies químicas de gran tamaño, pequeña o nula carga, y alta polarizabilidad: metales más pesados de carga más baja, como Ag⁺, Cu⁺, Pt²⁺, Hg²⁺, etc.

Las especies duras tienden a combinarse entre sí. La interacción duro-duro o blando-blando conduce a especies más estables. Esto se debe a un mayor solapamiento de orbitales, que origina un enlace más fuerte que en las interacciones duro-blando o blando-duro. Lo anterior es útil, de forma aproximada, para predecir el sentido de numerosas reacciones.

Tipos de ácidos

• Ácido monoprótico: posee un hidrógeno para donar.
• Ácido diprótico: posee dos hidrógenos para donar.
• Ácido triprótico: posee tres hidrógenos para donar.
• Ácido tetraprótico: posee cuatro hidrógenos para donar.
• Ácido poliprótico: posee más de un hidrógeno para donar.

Algunos ácidos

• ADN
• Ácido acético
• Ácido ascórbico
• Ácido aspártico
• Ácido bórico
• Ácido carbónico
• Ácido cítrico
• Ácido clorhídrico
• Ácido débil
• Ácido fluorhídrico
• Ácido fólico
• Ácido fórmico
• Ácido graso
• Ácido láctico
• LSD
• Ácido nicotínico
• Ácido nítrico
• Ácido oxálico
• Ácido pantoténico
• Ácido salicílico
• Ácido sulfúrico
• Ácido tánico
• Ácido tartárico
• Ácido úrico
• Aminoácido
• EDTA
• Fenol
• Glutamato

Véase también

• Ácido hidrácido
• Ácido oxácido
• Anfótero
• Constante de acidez
• Éster
• Lluvia ácida
• Ácido ribonucleico
• Ácido desoxirribonucleico
• Dietilamida de ácido lisérgico
• Ácido nucleico
• Ciclo de Krebs
• Ácido láctico

Referencias

• Zumdahl, Chemistry, 4th Edition.

• "Ácidos y bases", Enciclopedia Microsoft® Encarta® 99. © 1993-1998 Microsoft Corporation. Reservados todos los derechos.

Enlaces externos

• Cálculo del pH y titulación de soluciones de ácidos y bases, sean fuertes, débiles o polipróticas, con hojas Excel (en idioma español) o portugués
• EABW Cálculo de equilibrios con ácidos, sales, disoluciones reguladoras y valoraciones. Gráficas y tablas de valores (en Español)