Ácido

Un ácido es una molécula o ion capaz de donar un protón (es decir, ion hidrógeno, H), conocido como ácido de Brønsted-Lowry, o formar un enlace covalente con un par de electrones, conocido como ácido de Lewis.

La primera categoría de ácidos son los donantes de protones, o ácidos de Brønsted-Lowry. En el caso especial de las soluciones acuosas, los donantes de protones forman el ion hidronio H ₃ O y se conocen como ácidos de Arrhenius. Brønsted y Lowry generalizaron la teoría de Arrhenius para incluir solventes no acuosos. Un ácido de Brønsted o Arrhenius normalmente contiene un átomo de hidrógeno unido a una estructura química que aún es 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 agrio, pueden volverse rojo 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 'agrio'. Una solución acuosa de un ácido tiene un pH inferior a 7 y coloquialmente también se la conoce como "ácido" (como "disuelto en ácido"), mientras que la definición estricta se refiere solo 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. Los productos químicos o sustancias que tienen la propiedad de un ácido se dice que 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 (usado en baterías de automóviles), y ácido cítrico (que se encuentra en las frutas cítricas). Como muestran estos ejemplos, los ácidos (en 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 hay 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 (BF ₃), cuyo átomo de boro tiene un orbital vacante que puede formar un enlace covalente al compartir un par de electrones solitarios en un átomo de una base, por ejemplo, el átomo de nitrógeno en el amoníaco (NH ₃). 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 ya sea directamente o liberando protones (H) en la solución, que luego acepta 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 de Arrhenius o de 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.

Definiciones y conceptos

Las definiciones modernas se ocupan de las reacciones químicas fundamentales comunes a todos los ácidos.

La mayoría de los ácidos que se encuentran en la vida cotidiana son soluciones acuosas o se pueden disolver en agua, por lo que las definiciones de Arrhenius y Brønsted-Lowry son las más relevantes.

La definición de Brønsted-Lowry es la definición más utilizada; a menos que se especifique lo contrario, se supone que las reacciones ácido-base implican la transferencia de un protón (H) de un ácido a una base.

Los iones hidronio son ácidos según las tres definiciones. Aunque los alcoholes y las aminas pueden ser ácidos de Brønsted-Lowry, también pueden funcionar como bases de Lewis debido a los pares de electrones solitarios en sus átomos de oxígeno y nitrógeno.

Ácidos de Arrhenius

En 1884, Svante Arrhenius atribuyó las propiedades de acidez a los iones de hidrógeno (H), posteriormente descritos como protones o hidrones. Un ácido de Arrhenius es una sustancia que, cuando se agrega al agua, aumenta la concentración de iones H en el agua. Tenga en cuenta que los químicos a menudo escriben H (aq) y se refieren al ion hidrógeno cuando describen reacciones ácido-base, pero el núcleo de hidrógeno libre, un protón, no existe solo en el agua, existe como ion hidronio (H ₃ O) u otro formas (H ₅ O ₂, H ₉ O ₄). Por lo tanto, un ácido de Arrhenius también se puede describir como una sustancia que aumenta la concentración de iones hidronio cuando se agrega al agua. Los ejemplos incluyen sustancias moleculares como el cloruro de hidrógeno y el ácido acético.

Una base de Arrhenius, por otro lado, es una sustancia que aumenta la concentración de iones de hidróxido (OH) cuando se disuelve en agua. Esto disminuye la concentración de hidronio porque los iones reaccionan para formar moléculas de H _{2 O:}H ₃ O_(ac)+ OH_(ac)⇌ H ₂ O _(líquido) + H ₂ O _(líquido)

Debido a este equilibrio, cualquier aumento en la concentración de hidronio se acompaña de una disminución en la concentración de hidróxido. Así, también podría decirse 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 superior a 10 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 inferior a 7.

Ácidos de Brønsted-Lowry

Si bien el concepto de Arrhenius es útil para describir muchas reacciones, también tiene un alcance bastante limitado. En 1923, los químicos Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry reconocieron de forma independiente 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. La teoría ácido-base de Brønsted-Lowry tiene varias ventajas sobre la teoría de Arrhenius. Considere las siguientes reacciones del ácido acético (CH ₃ COOH), el ácido orgánico que le da al vinagre su sabor característico:CH ₃ COOH + H ₂ O ⇌ CH ₃ COO + H ₃ OCH ₃ COOH + NH ₃ ⇌ CH ₃ COO + NH+4

Ambas teorías describen fácilmente la primera reacción: el CH ₃ COOH actúa como un ácido de Arrhenius porque actúa como una fuente de H ₃ O cuando se disuelve en agua, y actúa como un ácido de Brønsted al ceder un protón al agua. En el segundo ejemplo, CH ₃ COOH sufre la misma transformación, en este caso donando un protón a amoníaco (NH ₃), pero no se relaciona con la definición de ácido de Arrhenius porque la reacción no produce hidronio. No obstante, CH ₃ COOH es tanto un ácido de Arrhenius como de Brønsted-Lowry.

La teoría de Brønsted-Lowry se puede utilizar para describir reacciones de compuestos moleculares en solución no acuosa o en fase gaseosa. El cloruro de hidrógeno (HCl) y el amoníaco se combinan en varias condiciones diferentes para formar cloruro de amonio, NH ₄ Cl. 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. H ₃ O_(ac)+Cl_(ac)+ NH ₃ → Cl_(ac)+ NH₄(_ac) + _H2O
2. HCl _(benceno) + NH _3(benceno) → NH ₄ Cl _(s)
3. HCl _(g) + NH _{3 (g)} → NH ₄ Cl _(s)

Al igual que con las reacciones del ácido acético, ambas definiciones funcionan para el primer ejemplo, donde el agua es el solvente y el ion hidronio está formado por el soluto de 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 (disueltos en benceno) reaccionan para formar cloruro de amonio sólido en un disolvente de benceno y en la tercera, el HCl gaseoso y el NH ₃ se combinan para formar el sólido.

Ácidos de Lewis

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. 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 producto tetrafluoroborato. El fluoruro "pierde" un par de electrones de valencia porque los electrones compartidos en el enlace B—F están ubicados en la región del espacio entre los dos núcleos atómicos y, por lo tanto, están más distantes del núcleo de fluoruro que en el ion de fluoruro solitario. BF ₃es un ácido de Lewis porque acepta el par de electrones del fluoruro. Esta reacción no puede describirse en términos de la teoría de Brønsted porque no hay transferencia de protones. La segunda reacción se puede describir utilizando cualquiera de las dos teorías. Se transfiere un protón 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 solitario de electrones para formar un enlace con un ion de hidrógeno. La especie que gana el par de electrones es el ácido de Lewis; por ejemplo, el átomo de oxígeno en H ₃ Ogana un par de electrones cuando uno de los enlaces H—O se rompe 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 orgánicos de Brønsted, como el ácido acético, cítrico u oxálico, no son ácidos de Lewis. 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 de los ácidos de Brønsted en lugar de los ácidos de Lewis.

Disociación y equilibrio

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 conjugada. Esta reacción se conoce como protólisis. La forma protonada (HA) de un ácido también se denomina a veces ácido libre.

Los pares de conjugados ácido-base difieren en un protón y pueden interconvertirse 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 generalizado 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 la concentración, de modo que [H ₂ O] significa la concentración de H ₂ O. La constante de disociación ácida K _ase utiliza generalmente en el contexto de las 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.

El más fuerte de los dos ácidos tendrá una Ka más alta _que el ácido más débil; la proporción 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, se usa con más frecuencia una constante más manejable, p K _{a, donde p} K _a = −log ₁₀ K _a. Los ácidos más fuertes tienen un p K _a más pequeño que los ácidos más débiles. El p K _a determinado experimentalmente a 25 °C en solución acuosa a menudo se cita en libros de texto y material de referencia.

Nomenclatura

Los ácidos de Arrhenius se nombran según sus aniones. En el sistema de nombres clásico, el sufijo iónico se elimina y se reemplaza por un nuevo sufijo, de acuerdo con la siguiente tabla. El prefijo "hidro-" se usa cuando el ácido se compone solo de hidrógeno y otro elemento. Por ejemplo, el HCl tiene cloruro como anión, por lo que se usa el prefijo hidro- y el sufijo -uro hace que el nombre tome la forma de ácido clorhídrico.

Sistema de nombres clásico:

prefijo de anión	sufijo de anión	prefijo ácido	sufijo ácido	Ejemplo
por	comió	por	ácido ic	ácido perclórico (HClO 4)
	comió		ácido ic	ácido clórico (HClO 3)
	ite		ácido ácido	ácido cloroso (HClO 2)
hipo	ite	hipo	ácido ácido	ácido hipocloroso (HClO)
	idea	hidro	ácido ic	ácido clorhídrico (HCl)

En el sistema de nomenclatura de la IUPAC, simplemente se agrega "acuoso" al nombre del compuesto iónico. Así, para el cloruro de hidrógeno, como solución ácida, el nombre IUPAC es cloruro de hidrógeno acuoso.

Fuerza ácida

La fuerza de un ácido se refiere a su capacidad o tendencia a perder un protón. Un ácido fuerte es aquel que se disocia completamente en agua; en otras palabras, un mol de un ácido fuerte HA se disuelve en agua produciendo un mol de H y un mol de la base conjugada, A, y nada del ácido protonado HA. Por el contrario, un ácido débil solo se disocia parcialmente y, en el equilibrio, tanto el ácido como la base conjugada están en solución. Ejemplos de ácidos fuertes son el ácido clorhídrico (HCl), el ácido yodhídrico (HI), el ácido bromhídrico (HBr), el ácido perclórico (HClO ₄), el ácido nítrico (HNO ₃) y el ácido sulfúrico (H ₂ SO ₄). En el agua, cada uno de estos esencialmente se ioniza al 100%. Cuanto más fuerte es un ácido, más fácilmente pierde un protón, H. Dos factores clave que contribuyen a la facilidad de desprotonación son la polaridad del enlace H—A y el tamaño del átomo A, que determina la fuerza del enlace H—A. Las fuerzas de los ácidos también se discuten a menudo en términos de la estabilidad de la base conjugada.

Los ácidos más fuertes tienen una constante de disociación ácida más grande, K _a y una p K _a más negativa que los ácidos más débiles.

Los ácidos sulfónicos, que son oxiácidos orgánicos, son una clase de ácidos fuertes. Un ejemplo común es el ácido toluenosulfónico (ácido tosílico). A diferencia del propio ácido sulfúrico, los ácidos sulfónicos pueden ser sólidos. De hecho, el poliestireno funcionalizado en sulfonato de poliestireno es un plástico sólido fuertemente ácido que se puede filtrar.

Los superácidos son ácidos más fuertes que el ácido sulfúrico al 100%. Ejemplos de superácidos son el ácido fluoroantimónico, el ácido mágico y el ácido perclórico. Los superácidos pueden protonar permanentemente el agua para dar "sales" iónicas de hidronio cristalino. También pueden estabilizar cuantitativamente los carbocationes.

Mientras que K _a mide la fuerza de un compuesto ácido, la fuerza de una solución ácida acuosa se mide por el pH, que es una indicación de la concentración de hidronio en la solución. El pH de una solución simple de un compuesto ácido en agua está determinado por la dilución del compuesto y la Ka _del compuesto.

Fuerza del ácido de Lewis en soluciones no acuosas

Los ácidos de Lewis se han clasificado en el modelo ECW y se ha demostrado que no existe un orden único de fuerza ácida. La fuerza aceptora relativa de los ácidos de Lewis hacia una serie de bases, frente a otros ácidos de Lewis, se puede ilustrar mediante gráficos CB. Se ha demostrado que para definir el orden de la fuerza del ácido de Lewis se deben considerar al menos dos propiedades. Para la teoría cualitativa HSAB de Pearson, las dos propiedades son dureza y resistencia, mientras que para el modelo ECW cuantitativo de Drago, las dos propiedades son electrostática y covalente.

Características químicas

Ácidos monopróticos

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 ácido clorhídrico (HCl) y ácido nítrico (HNO ₃). 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 de ácidos orgánicos incluyen ácido fórmico (HCOOH), ácido acético (CH ₃ COOH) y ácido benzoico (C ₆ H ₅ COOH).

Ácidos polipróticos

Los ácidos polipróticos, también conocidos como ácidos polibásicos, son capaces de donar más de un protón por molécula de ácido, a diferencia de los ácidos monopróticos que sólo 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 una gran cantidad de protones ácidos.

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, _Ka1 y _Ka2.H ₂ A (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O (aq) + HA (aq) K _a1HA (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O (aq) + A (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 (HSO₄), para lo cual K _a1 es muy grande; luego puede donar un segundo protón para formar el anión sulfato (SO₄), en donde la Ka2 es _una fuerza intermedia. La gran K _a1 para la primera disociación hace que el sulfúrico sea un ácido fuerte. De manera similar, el ácido carbónico débil e inestable (H ₂ CO ₃) puede perder un protón para formar anión bicarbonato (HCO₃) y pierden un segundo para formar anión carbonato (CO₃). 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.H ₃ A (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O (aq) + H ₂ A (aq) K _a1H ₂ A (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O (aq) + HA (aq) K _a2HA (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O (aq) + A (aq) K _a3

Un ejemplo inorgánico de un ácido triprótico es el ácido ortofosfórico (H ₃ PO ₄), generalmente llamado simplemente ácido fosfórico. Los tres protones pueden perderse sucesivamente para producir H ₂ PO₄, entonces HPO₄, y finalmente PO₄, el ion ortofosfato, generalmente llamado simplemente fosfato. Aunque las posiciones de los tres protones en la molécula de ácido fosfórico original son equivalentes, los valores sucesivos de K _a 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 formar finalmente el ion citrato.

Aunque la pérdida posterior de cada ion de hidrógeno es menos favorable, todas las bases conjugadas están presentes en solución. Se puede calcular la concentración fraccionaria, α (alfa), para cada especie. Por ejemplo, un ácido diprótico genérico generará 3 especies en solución: H ₂ A, HA y A. Las concentraciones fraccionarias se pueden calcular de la siguiente manera cuando se da el pH (que se puede convertir en [H ]) o las concentraciones del ácido con todas sus bases conjugadas:

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 y se puede expandir al ácido n -prótico general que ha sido desprotonado i -veces:

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

Neutralización

La neutralización es la reacción entre un ácido y una base, produciendo una sal y una base neutralizada; por ejemplo, el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio forman cloruro de sodio y agua:HCl _(aq) + NaOH _(aq) → H ₂ O _(l) + NaCl _(aq)

La neutralización es la base de la titulación, donde un indicador de pH muestra el punto de equivalencia cuando se ha agregado el número equivalente de moles de una base a un ácido. A menudo se supone erróneamente que la neutralización debe dar como resultado una solución con un pH de 7,0, que es el único caso con concentraciones similares de ácido y base 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 débilmente ácido, que se produce a partir del cloruro de hidrógeno ácido fuerte y el amoníaco base débil. Por el contrario, al neutralizar un ácido débil con una base fuerte se obtiene una sal débilmente básica (p. ej., fluoruro de sodio a partir de fluoruro de hidrógeno e hidróxido de sodio).

Equilibrio ácido débil-base débil

Para que un ácido protonado pierda un protón, el pH del sistema debe elevarse por encima de la p K _a del ácido. La disminución de la concentración de H en esa solución básica desplaza el equilibrio hacia la forma de base conjugada (la forma desprotonada del ácido). En soluciones de pH más bajo (más ácidas), hay una concentración de H lo suficientemente alta como para hacer que el ácido permanezca en su forma protonada.

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

Valoración

Para determinar la concentración de un ácido en una solución acuosa, comúnmente se realiza una titulación ácido-base. Se agrega una solución de base fuerte con una concentración conocida, generalmente NaOH o KOH, para neutralizar la solución ácida de acuerdo con el cambio de color del indicador con la cantidad de base agregada. La curva de titulación de un ácido titulado por una base tiene dos ejes, con el volumen de base en el eje x y el valor de pH de la solución en el eje y. El pH de la solución siempre sube a medida que se agrega la base a la solución.

Ejemplo: ácido diprótico

Para cada curva de titulación de ácido diprótico, de izquierda a derecha, hay dos puntos medios, dos puntos de equivalencia y dos regiones tampón.

Puntos de equivalencia

Debido a los sucesivos procesos de disociación, existen dos puntos de equivalencia en la curva de titulación de un ácido diprótico. El primer punto de equivalencia se produce cuando se valoran todos los primeros iones de hidrógeno de la primera ionización. En otras palabras, la cantidad de OH añadida es igual a la cantidad original de H ₂ A en el primer punto de equivalencia. El segundo punto de equivalencia se produce cuando se valoran todos los iones de hidrógeno. Por lo tanto, la cantidad de OH añadida es igual al doble de la cantidad de H ₂ A en este momento. Para un ácido diprótico débil titulado por una base fuerte, el segundo punto de equivalencia debe ocurrir a un pH superior a 7 debido a la hidrólisis de las sales resultantes en la solución.En cualquiera de los puntos de equivalencia, agregar una gota de base provocará el aumento más pronunciado del valor de pH en el sistema.

Regiones de amortiguamiento y puntos medios

_{Una curva de titulación para un} ácido diprótico contiene dos puntos medios donde pH=pKa. Como hay dos valores diferentes de K _{a, el primer punto medio ocurre en pH=pK a1} y el segundo ocurre en pH=pK _a2. Cada segmento de la curva que contiene un punto medio en su centro se denomina región de amortiguamiento. Debido a que las regiones amortiguadoras consisten en el ácido y su base conjugada, puede resistir los cambios de pH cuando se agrega la base hasta los siguientes puntos equivalentes.

Aplicaciones de los ácidos

Los ácidos existen universalmente en nuestras vidas. Existen numerosos tipos de compuestos ácidos naturales con funciones biológicas y ácidos sintetizados masivos que se utilizan de muchas maneras.

En la industria

Los ácidos son reactivos fundamentales en el tratamiento de casi todos los procesos de la industria actual. El ácido sulfúrico, un ácido diprótico, es el ácido más utilizado en la industria, que también es el 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. Según los datos estadísticos de 2011, la producción anual de ácido sulfúrico rondaba los 200 millones de toneladas en el mundo. Por ejemplo, los minerales de fosfato reaccionan con ácido sulfúrico para producir ácido fosfórico para la producción de fertilizantes de fosfato, y el zinc se produce disolviendo el óxido de zinc en ácido sulfúrico, purificando la solución y electroobtención.

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 se pueden esterificar 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. Pueden usarse como electrolito en una batería de celda húmeda, como el ácido sulfúrico en una batería de automóvil.

En la comida

El ácido tartárico es un componente importante de algunos alimentos de uso común como los mangos sin madurar y el tamarindo. Las frutas y verduras naturales también contienen ácidos. El ácido cítrico está presente en naranjas, 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 las altas concentraciones de ácido oxálico. El ácido ascórbico (vitamina C) es una vitamina esencial para el cuerpo humano y está presente en alimentos como el amla (grosella espinosa india), el limón, los cítricos y la guayaba.

Muchos ácidos se pueden encontrar en varios tipos de alimentos como aditivos, ya que alteran su sabor y sirven como conservantes. El ácido fosfórico, por ejemplo, es un componente de las bebidas de cola. El ácido acético se utiliza en la vida cotidiana como vinagre. El ácido cítrico se utiliza como conservante en salsas y encurtidos.

El ácido carbónico es uno de los aditivos ácidos más comunes que se agregan ampliamente en los refrescos. Durante el proceso de fabricación, el CO ₂ suele presurizarse para disolverse en estas bebidas y generar ácido carbónico. El ácido carbónico es muy inestable y tiende a descomponerse en agua y CO ₂ a temperatura y presión ambiente. Por lo tanto, cuando se abren botellas o latas de este tipo de refrescos, los refrescos burbujean y hacen efervescencia a medida que salen burbujas de CO _2.

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

En cuerpos humanos

Los ácidos juegan un papel importante en el cuerpo humano. El ácido clorhídrico presente en el estómago ayuda a la digestión al descomponer las moléculas de alimentos grandes y complejas. Los aminoácidos son necesarios para la síntesis de las proteínas necesarias 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 corporales. Los ácidos nucleicos son importantes para la fabricación de ADN y ARN y la transmisión de rasgos a la descendencia a través de los genes. El ácido carbónico es importante para mantener el equilibrio del pH en el cuerpo.

Los cuerpos humanos contienen una variedad de compuestos orgánicos e inorgánicos, entre los cuales los ácidos dicarboxílicos juegan un papel esencial en muchos comportamientos biológicos. Muchos de esos ácidos son aminoácidos que sirven principalmente como materiales para la síntesis de proteínas. Otros ácidos débiles sirven como amortiguadores con sus bases conjugadas para evitar que el pH del cuerpo sufra cambios a gran escala que serían perjudiciales para las células. El resto de los ácidos dicarboxílicos también participan en la síntesis de varios compuestos biológicamente importantes en el cuerpo humano.

Catálisis ácida

Los ácidos se utilizan como catalizadores en química industrial y orgánica; por ejemplo, el ácido sulfúrico se usa en cantidades muy grandes en el proceso de alquilación para producir gasolina. Algunos ácidos, como los ácidos sulfúrico, fosfórico y clorhídrico, también efectúan reacciones de deshidratación y condensación. En bioquímica, muchas enzimas emplean catálisis ácida.

Ocurrencia biológica

Muchas moléculas biológicamente importantes son ácidos. Los ácidos nucleicos, que contienen grupos fosfato ácidos, incluyen el ADN y el ARN. Los ácidos nucleicos contienen el código genético que determina muchas de las características de un organismo y se transmite de padres a hijos. El ADN contiene el modelo químico para la síntesis de proteínas que se componen de subunidades de aminoácidos. Las membranas celulares contienen ésteres de ácidos grasos como los fosfolípidos.

Un α-aminoácido tiene un carbono central (el carbono α o alfa) que está unido covalentemente a un grupo carboxilo (por lo que son ácidos carboxílicos), un grupo amino, un átomo de hidrógeno y un grupo variable. El grupo variable, también llamado grupo R o cadena lateral, determina la identidad y muchas de las propiedades de un aminoácido específico. En la glicina, el aminoácido más simple, el grupo R es un átomo de hidrógeno, pero en todos los demás aminoácidos contiene uno o más átomos de carbono unidos a hidrógenos y puede contener otros elementos como azufre, oxígeno o nitrógeno. Con la excepción de la glicina, los aminoácidos naturales son quirales y casi invariablemente se presentan en configuración L. El peptidoglucano, que se encuentra en algunas paredes celulares bacterianas, contiene algo de D-aminoácidos. A un pH fisiológico, típicamente alrededor de 7, los aminoácidos libres existen en forma cargada, donde el grupo carboxilo ácido (-COOH) pierde un protón (-COO) y el grupo amino básico (-NH ₂) gana un protón (-NH₃). Toda la molécula tiene una carga neutra neta y es un zwitterión, con la excepción de los aminoácidos con cadenas laterales básicas o ácidas. El ácido aspártico, por ejemplo, posee una amina protonada y dos grupos carboxilo desprotonados, para una carga neta de -1 a pH fisiológico.

Los ácidos grasos y los derivados de ácidos grasos son otro grupo de ácidos carboxílicos que juegan un papel importante en la biología. Estos contienen largas cadenas de hidrocarburos y un grupo de ácido carboxílico en un extremo. La membrana celular de casi todos los organismos se compone principalmente de una bicapa de fosfolípidos, una micela de ésteres de ácidos grasos hidrofóbicos con grupos polares de "cabeza" de fosfato hidrofílico. Las membranas contienen componentes adicionales, algunos de los cuales pueden participar en reacciones ácido-base.

En los seres humanos y muchos otros animales, el ácido clorhídrico es una parte del ácido gástrico secretado dentro del estómago para ayudar a hidrolizar proteínas y polisacáridos, así como convertir la proenzima inactiva pepsinógeno en la enzima pepsina. Algunos organismos producen ácidos para la defensa; por ejemplo, las hormigas producen ácido fórmico.

El equilibrio ácido-base juega un papel fundamental en la regulación de la respiración de los mamíferos. El oxígeno gaseoso (O ₂) impulsa la respiración celular, el proceso por el cual los animales liberan la energía potencial química almacenada en los alimentos, produciendo dióxido de carbono (CO ₂) como subproducto. El oxígeno y el dióxido de carbono se intercambian en los pulmones y el cuerpo responde a las cambiantes demandas de energía ajustando la tasa de ventilación. Por ejemplo, durante los períodos de esfuerzo, el cuerpo descompone rápidamente los carbohidratos y las grasas almacenados, liberando CO ₂ en el torrente sanguíneo. En soluciones acuosas como la sangre, el CO ₂ existe en equilibrio con el ácido carbónico y el ion bicarbonato.CO ₂ + H ₂ O ⇌ H ₂ CO ₃ ⇌ H + HCO−3

Es la disminución del pH lo que le indica al cerebro que respire más rápido y más profundo, expulsando el exceso de CO ₂ y reabasteciendo las células con O ₂.

Las membranas celulares son generalmente impermeables a moléculas polares cargadas o grandes debido a las cadenas de acilo graso lipofílicas que componen su interior. Muchas moléculas biológicamente importantes, incluidos varios agentes farmacéuticos, son ácidos débiles orgánicos que pueden atravesar la membrana en su forma protonada, sin carga, pero no en su forma cargada (es decir, como base conjugada). Por esta razón, la actividad de muchos fármacos puede potenciarse o inhibirse mediante el uso de antiácidos o alimentos ácidos. Sin embargo, la forma cargada suele ser más soluble en la sangre y el citosol, ambos ambientes acuosos. Cuando el entorno extracelular es más ácido que el pH neutro dentro de la célula, ciertos ácidos existirán en su forma neutra y serán solubles en la membrana, lo que les permitirá atravesar la bicapa de fosfolípidos. Los ácidos que pierden un protón en el pH intracelular existirán en su forma soluble cargada y, por lo tanto, podrán difundirse a través del citosol hacia su objetivo. El ibuprofeno, la aspirina y la penicilina son ejemplos de medicamentos que son ácidos débiles.

ácidos comunes

Ácidos 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 (HClO ₂), ácido clorhídrico (HClO ₃), ácido perclórico (HClO ₄), y análogos correspondientes para bromo y yodo
  • Ácido hipofluoroso (HFO), el único oxoácido conocido para el flúor.
• Ácido sulfúrico (H ₂ SO ₄)
• Ácido fluorosulfúrico (HSO ₃ F)
• Ácido nítrico (HNO ₃)
• Ácido fosfórico (H ₃ PO ₄)
• Ácido fluoroantimónico (HSbF ₆)
• Ácido fluorobórico (HBF ₄)
• Ácido hexafluorofosfórico (HPF ₆)
• Ácido crómico (H ₂ CrO ₄)
• Ácido bórico (H ₃ BO ₃)

Ácidos sulfónicos

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

• Ácido metanosulfónico (o ácido mesilico, CH ₃ SO ₃ H)
• 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, CH ₃ C ₆ H ₄ SO ₃ H)
• Ácido trifluorometanosulfónico (o ácido tríflico, CF ₃ SO ₃ H)
• Ácido poliestirenosulfónico (poliestireno sulfonado, [CH ₂ CH(C ₆ H ₄)SO ₃ H] _n)

Ácidos carboxílicos

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 (CH ₃ COOH)
• 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)

Ácidos carboxílicos halogenados

La halogenación en la 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

Ácidos carboxílicos vinílogos

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

• Ácido ascórbico

Ácidos nucleicos

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