Ácido

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Ácidos
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Información general

Ácidos. Proviene del latín acidus, que significa agrio es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Bronsted y Martin Lowry, los que definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto denominado base. Las sustancias químicas que tienen la propiedad de un ácido se les denomina ácidas.

Contenido

Características

El grupo polar carboxilo presenta la característica de estar formado por un grupo carbonilo y un grupo hidroxilo, lo que facilita que las moléculas de los ácidos formen asociaciones moleculares por puente de hidrógeno(formación de dímeros). Los puntos de fusión varían de un modo irregular, lo cual está relacionado con el modo de orientarse las moléculas cuando el compuesto adquiere el estado sólido. Los primeros miembros de la serie son solubles en agua, pero, a medida que aumenta la cadena carbonada, la solubilidad disminuye rápidamente.

Propiedades de los ácidos

  • Tienen sabor ácido como en el caso del ácido cítrico en la naranja.
  • Cambian el color del papel tornasol azul a rosado, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.
  • Son corrosivos.
  • Producen quemaduras de la piel.
  • Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.
  • Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.
  • Reaccionan con bases para formar una sal mas agua.
  • Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal mas agua.

Algunos ejemplos comunes incluyen al ácido acético (en el vinagre), y el ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil). Los sistemas ácido/base son diferentes de las reacciones redox en que no hay un cambio en el estado de oxidación. Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la temperatura. También pueden existir como sustancias puras o en solución.

Uso

Los ácidos son usados como catalizadores; por ejemplo, el ácido sulfúrico es usado en grandes cantidades en el proceso de alquilación para producir gasolina. Los ácidos fuertes, como el ácido sulfúrico, fosfórico y clorhídrico, también tienen efecto en reacciones de deshidratación y condensación. Los ácidos son usados también como aditivos en bebidas y alimentos, puesto que alteran su sabor y sirven como preservantes. Por ejemplo, el ácido fosfórico es un componente de las bebidas con cola.

Ácidos de Arrhenius

El químico sueco Svante Arrhenius fue el primero en atribuir las propiedades de acidez al hidrógeno en 1884. Un ácido de Arrhenius es una sustancia que aumenta la concentración de catión hidronio, H3O+, cuando se disuelve en agua. Esta definición parte del equilibrio de disociación del agua en hidronio e hidróxido:

H2O(l) + H2O (l) está en equilibrio con H3O+(ac) + OH-(ac)

En agua pura, la mayoría de moléculas existen como H2O, pero un número pequeño de moléculas están constantemente disociándose y reasociándose. El agua pura es neutra con respecto a la acidez o basicidad, debido a que la concentración de iones hidróxido es siempre igual a la concentración de iones hidronio. Una base de Arrhenius es una molécula que aumenta la concentración del ion hidróxido cuando está disuelta en agua.

En química se escribe con frecuencia H+(ac) significando ion hidrógeno o protón al describir reacciones ácido-base, pero no hay evidencia suficiente de que exista en disolución acuosa el núcleo de hidrógeno libre; sí que está probada la existencia del ion hidronio, H3O+ e incluso de especies de mayor nuclearidad. Los compuestos que no tienen hidrógeno en su estructura no son considerados ácidos de Arrhenius. Tampoco son bases de Arrhenius los compuestos que no tienen OH en su estructura.

Disociación y equilibrio

Las reacciones de ácidos son generalizadas frecuentemente en la forma HA está en equilibrio con H++ A-, donde HA representa el ácido, y A- es la base conjugada. Los pares ácido-base conjugados difieren en un protón, y pueden ser interconvertidos por la adición o eliminación de un protón (protonación y deprotonación, respectivamente). Obsérvese que el ácido puede ser la especie cargada, y la base conjugada puede ser neutra, en cuyo caso el esquema de reacción generalizada podría ser descrito como HA+ está en equilibrio con 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 del equilibrio de las moléculas o iones en solución. Los corchetes indican concentración, así H2O significa la concentración de H2O. La constante de disociación ácida Ka es usada generalmente en el contexto de las reacciones ácido-base. El valor numérico de Ka es igual a la concentración de los productos, dividida por la concentración de los reactantes, donde el reactante es el ácido (HA) y los productos son la base conjugada y H+.

El más fuerte de los dos ácidos tendrá Ka mayor que el ácido más débil; la relación de los iones hidrógeno al ácido será mayor para el ácido más fuerte, puesto que el ácido más fuerte tiene una tendencia mayor a perder su protón. Debido al rango de valores posibles para Ka se extiende por varios órdenes de magnitud, más frecuentemente se utiliza una constante más manipulable, pKa, donde pKa = -log10 Ka. Los ácidos más fuertes tienen pKa menor que los ácidos débiles. Los valores de pKa. determinados experimentalmente a 25 °C en solución acuosa suelen presentarse en libros de texto y material de referencia.

Fuerza de los ácidos

La fuerza de un ácido se refiere a su habilidad o tendencia a perder un protón. Un ácido fuerte es uno 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 su base conjugada, A-, y nada del ácido protonado HA. En contraste, un ácido débil se disocia sólo parcialmente y, en el equilibrio, existen en la solución tanto el ácido como su base conjugada. Algunos ejemplos de ácidos fuertes son el ácido clorhídrico (HCl), ácido yodhídrico (HI), ácido bromhídrico (HBr), ácido perclórico (HClO4), ácido nítrico (HNO3) y ácido sulfúrico (H2SO4). En agua, cada uno de estos se ioniza prácticamente al 100%. Mientras más fuerte sea un ácido, más fácilmente pierde un protón, H+. Dos factores clave que contribuyen a la facilidad de deprotonación son la polaridad del enlace H-A. La fuerza de los ácidos suele ser discutida también en términos de la estabilidad de la base conjugada.

Los ácidos más fuertes tienen Ka más alto, y pKa más bajo que los ácidos más débiles. Los ácidos alquilsulfónicos y arilsulfónicos, que son oxiácidos orgánicos, son un tipo de ácidos fuertes. Un ejemplo común es el ácido toluensulfónico (ácido tósico o tosílico). A diferencia del ácido sulfúrico mismo, los ácidos sulfónicos pueden ser sólidos. En efecto, el poliestireno funcionalizado en sulfonato de poliestireno, es un plástico sólido fuertemente ácido, que es filtrable.

Los superácidos son ácidos más fuertes que el ácido sulfúrico al 100%. Algunos ejemplos de superácidos son el ácido fluoroantimónico, ácido mágico y ácido perclórico. Los superácidos pueden protonar permanentemente el agua, para producir "sales" de oxonio iónicas, cristalinas. También pueden estabilizar cuantitativamente a los carbocationes.

La fuerza de un ácido se refiere a la habilidad o tendencia a perder un protón. Un ácido fuerte es uno 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. En contraste, un ácido débil se disocia sólo parcialmente y, en el equilibrio, existen en la solución tanto el ácido como la base conjugada.

Algunos ejemplos de ácidos fuertes son el ácido clorhídrico (HCl), ácido yodhídrico (HI), ácido bromhídrico (HBr), ácido perclórico (HClO4), ácido nítrico (HNO3) y ácido sulfúrico (H2SO4). En agua, cada uno de estos se ioniza prácticamente al 100%. Mientras más fuerte sea un ácido, más fácilmente pierde un protón, H+. Dos factores clave que contribuyen a la facilidad de deprotonación son la polaridad del enlace H-A. La fuerza de los ácidos suele ser discutida también en términos de la estabilidad de la base conjugada.

Los ácidos más fuertes tienen Ka más alto, y pKa más bajo que los ácidos más débiles. Los ácidos alquilsulfónicos y arilsulfónicos, que son oxiácidos orgánicos, son un tipo de ácidos fuertes. Un ejemplo común es el ácido toluensulfónico (ácido tósico o tosílico). A diferencia del ácido sulfúrico mismo, los ácidos sulfónicos pueden ser sólidos. En efecto, el poliestireno funcionalizado en sulfonato de poliestireno, es un plástico sólido fuertemente ácido, que es filtrable.

Los superácidos son ácidos más fuertes que el ácido sulfúrico al 100%. Algunos ejemplos de superácidos son el ácido fluoroantimónico, ácido mágico y ácido perclórico. Los superácidos pueden protonar permanentemente el agua, para producir "sales" de oxonio iónicas, cristalinas. También pueden estabilizar cuantitativamente a los carbocationes.

Aplicaciones

Hay numerosos usos de los ácidos. Los ácidos son usados frecuentemente para eliminar herrumbre y otra corrosión de los metales en un proceso conocido como pickling. Pueden ser usados también como electrólitos en una batería, como el ácido sulfúrico en una batería de automóvil.

Los ácidos fuertes, el ácido sulfúrico en particular, son ampliamente usados en procesamiento de minerales. Por ejemplo, los minerales de fosfato reaccionan con ácido sulfúrico produciendo ácido fosfórico para la producción de fertilizantes, y el zinc es producido disolviendo óxido de zinc en ácido sulfúrico, purificando la solución y aplicando electrólisis.

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

Los ácidos son usados como catalizadores; por ejemplo, el ácido sulfúrico es usado en grandes cantidades en el proceso de alquilación para producir gasolina. Los ácidos fuertes, como el ácido sulfúrico, fosfórico y clorhídrico, también tienen efecto en reacciones de deshidratación y condensación. Los ácidos son usados también como aditivos en bebidas y alimentos, puesto que alteran su sabor y sirven como preservantes. Por ejemplo, el ácido fosfórico es un componente de las bebidas con cola.

El ácido acético, por ejemplo, es un líquido incoloro y de olor picante, que se produce a través de la oxidación del Alcohol Etílico y se utiliza en la síntesis de productos químicos.

El ácido acrílico es soluble en agua, forma polímeros con facilidad y se aplica en la producción de materiales plásticos y pinturas.

El ácido benzoico, en cambio, es un sólido que se utiliza en farmacias. Otro ácido sólido es el bórico, con usos antisépticos e industriales.

Hay ácidos que son gases, como el clorhídrico, formado por cloro e hidrógeno. Se trata de una sustancia corrosiva, que se obtiene a partir de la sal común y que suele usarse disuelto en el agua.

El ácido cítrico, por otra parte, es aquel que contienen varios frutos, como el limón. Tiene un sabor agrio y es muy soluble en agua.

El ácido desoxirribonucleico es el que compone el material genético de las células y presenta, en su secuencia, la información para la síntesis de proteínas.

La desinfección (ácido fénico, ácido salicílico), el grabado de vidrio (ácido fluorhídrico) y la tintorería (ácido tartárico) son otras de las aplicaciones que se les otorga a los distintos ácidos existentes.

Ácidos comunes

Ácidos minerales

  • Halogenuros de hidrógeno y sus soluciones acuosas: ácido clorhídrico (HCl), ácido bromhídrico (HBr), ácido yodhídrico (HI)
  • Oxoácidos de halógenos: ácido hipocloroso, ácido clórico, ácido perclórico, ácido peryódico y compuestos correspondientes al bromo y al yodo
  • Ácido fluorosulfúrico
  • Ácido nítrico (HNO3)
  • Ácido fosfórico (H3PO4)
  • Ácido fluoroantimónico
  • Ácido fluorobórico
  • Ácido hexafluorofosfórico
  • Ácido crómico (H2CrO4)

Ácidos sulfónicos

  • Ácido metansulfónico (ácido mesílico)
  • Ácido etansulfónico (ácido esílico) (EtSO3H)
  • Ácido bencensulfónico (ácido besílico) (PhSO3H)
  • Ácido toluensulfónico (ácido tosílico, o (C6H4(CH3) (SO3H))
  • Ácido trifluorometansulfónico (ácido tríflico)

Ácidos carboxílicos

Ácidos carboxílicos vinílogos

Ácidos grasos

Los ácidos grasos, componentes más importantes de las grasas, son sustancias quimicamente lineales saturadas e insaturadas, con la función carboxilo. Quimicamente, son ácidos orgánicos de más de seis carbonos de largo.

Para los ácidos grasos, según su cantidad de carbonos en la molécula, cambia el punto de fusión.

A mayor cantidad de carbonos, aumenta su punto de fusión, y viceversa. Así mismo, la presencia de enlaces dobles reduce el punto de fusión.

En idéntica cantidad de carbonos a temperatura ambiente, los ácidos grasos insaturados son líquidos, y los saturados son sólidos.

Los ácidos grasos insaturados son el ácido oleico, linóleico, Araquidónico, EPA y DHA, y en el uso cotidiano vienen en los aceites de origen vegetal, en pescados y mariscos (con los Omega 3).

Los saturados son el Acético, Butírico, Capróico, Caprílico, Cáprico, Laurico, Miristico, Palmítico, y Estearico y en la vida cotidiana vienen dadas en las grasas animales, y en algunos vegetales como el chocolate, la palta y el coco.

Los ácidos grasos más conocidos son los Omega 3 y los Omega 6, en particular por sus caracterísitcas hacia el control del colesterol.

Formación de ácidos

Al reaccionar un no metal con el hidrógeno se forma un hidrácido. Ejemplo: Cloro + Hidrógeno = Ácido Clorhídrico

  • Cl2 + H2= 2HCl

Al reaccionar un óxido ácido con agua se forma un oxácido. Ejemplo: Trióxido de azufre + Agua = Ácido Sulfúrico.

  • SO3 + H2O =H2SO4

Fuentes