Diferencia entre revisiones de «Ácido»
| Línea 1: | Línea 1: | ||
| − | {{Elemento_químico|nombre=Ácidos|imagen= | + | {{Elemento_químico|nombre=Ácidos|imagen=Acido_composicion.jpg|Informacion_general=Compuesto químico|nombre,simbolo,numero=|serie_quimica=|grupo,periodo,bloque=|densidad=|apariencia=|Propiedades_atomicas=|radio_medio=|radio_atomico=|radio_covalente=|radio_de_van_der_Walls=|configuracion_electronica=|electrones_por_nivel_de_energia=|estado_de_oxidacion=|estructura_cristalina=|Propiedades_fisicas=|estado_ordinario=|punto_de_fusion=|punto_de_ebullicion=|entalpia_de_vaporizacion=|entalpia_de_fusion=|presion_de_vapor=|velocidad_del_sonido=}} '''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, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H<sup>+</sup>) a otro compuesto (denominado base). Las sustancias químicas que tienen la propiedad de un ácido se les denomina ácidas. |
| − | '''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, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H<sup>+</sup>) a otro compuesto (denominado base). Las sustancias químicas que tienen la propiedad de un ácido se les denomina ácidas. | ||
== Propiedades de los ácidos == | == Propiedades de los ácidos == | ||
| Línea 84: | Línea 83: | ||
*Ácido tartárico | *Ácido tartárico | ||
| − | == Ácidos carboxílicos vinílogos == | + | === Ácidos carboxílicos vinílogos === |
*Ácido ascórbico | *Ácido ascórbico | ||
*Ácido de Meldrum | *Ácido de Meldrum | ||
| + | |||
| + | == Ver además<br> == | ||
| + | |||
| + | *[[Química|Química]]<br> | ||
| + | *[[Bioquímica|Bioquímica]]<br> | ||
| + | *[[Tabla_periódica_de_los_elementos_químicos|Tabla periódica de los elementos químicos]] | ||
== Fuentes == | == Fuentes == | ||
| Línea 101: | Línea 106: | ||
*[http://www.jovenclub.cu Portal de los Joven Club de Computación y Electrónica ]<br> | *[http://www.jovenclub.cu Portal de los Joven Club de Computación y Electrónica ]<br> | ||
*[http://www.cav.jovenclub.cu Portal de los Joven Club de Computación y Electrónica en Ciego de Ávila] | *[http://www.cav.jovenclub.cu Portal de los Joven Club de Computación y Electrónica en Ciego de Ávila] | ||
| + | |||
| + | |||
[[Category:Bioquímica]] | [[Category:Bioquímica]] | ||
Revisión del 11:31 12 ene 2011
| ||||||
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, quienes 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.
Sumario
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.
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.
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.
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
- Ácido acético
- Ácido fórmico
- Ácido glucónico
- Ácido láctico
- Ácido oxálico
- Ácido tartárico
Ácidos carboxílicos vinílogos
- Ácido ascórbico
- Ácido de Meldrum
