miniaturadeimagen|Recipiente que contiene ácido acético en estado sólido|308x308px
Un ácido (del latín acidus, que significa agrio) es 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 Brønsted y Thomas Martin Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto (denominado base). Algunos ejemplos comunes son el ácido acético (en el vinagre), el ácido clorhídrico (en el salfumán y los jugos gástricos), el ácido acetilsalicílico (en la aspirina), o el ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil).
Los sistemas ácido/base se diferencian de las reacciones rédox en que, en estas últimas hay un cambio en el estado de oxidación. Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la temperatura y también pueden existir como sustancias puras o en solución.
Definiciones y conceptos 200px|thumb|El efecto de la solución ácida en los papeles de tornasol rojos y azules (los papeles se tornan rojos).
Propiedades de los ácidos
Tienen sabor agrio como en el caso del ácido cítrico en la naranja y el limón. Cambian el color del papel tornasol azul a rosa, el anaranjado de metilo a rojo y deja incolora a la fenolftaleína. Son corrosivos. Producen quemaduras en la piel. Son buenos conductores de la electricidad en disoluciones acuosas. Reaccionan con metales activos formando sal e hidrógeno. Reaccionan con bases para formar sal más agua. Reaccionan con óxidos metálicos para formar sal más agua.
Ácidos de Arrhenius
El químico sueco Svante Arrhenius fue el primero en atribuir, en 1884, las propiedades de acidez al hidrógeno presente en la molécula de estas sustancias. 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) <=> H3O+(aq) + OH^- (aq) 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 disociable en su estructura no son considerados ácidos de Arrhenius. Tampoco son bases de Arrhenius los compuestos que no tienen en su estructura un OH que no pueda disociarse de la molécula cuando sesta se disuelve en agua.
Ácidos de Brønsted-Lowry
Aunque el concepto de Arrhenius es muy útil para describir muchas reacciones, también está un poco limitado en su alcance, pues solo se circunscribe a las disoluciones acuosas. En 1923, los químicos Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry reconocieron independientemente que las reacciones ácido-base involucran 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, sin necesidad de que ambos se encuentren en disolución acuosa. La teoría ácido-base de Brønsted-Lowry tiene varias ventajas sobre la teoría de Arrhenius. Considere las siguientes reacciones del ácido acético (CH3COOH), el ácido orgánico que le da al vinagre su sabor característico: centro|418x418px Ambas teorías describen fácilmente la primera reacción: el CH3COOH actúa como un ácido de Arrhenius porque actúa como fuente de H3O+ cuando está disuelto en agua, y actúa como un ácido de Brønsted al donar un protón al agua. En el segundo ejemplo, el CH3COOH sufre la misma transformación, donando un protón al amoníaco (NH3), pero no puede ser descrito usando la definición de Arrhenius de un ácido, porque la reacción no produce cationes hidronio. La teoría de Brønsted-Lowry también puede ser usada para describir compuestos moleculares, mientras que los ácidos de Arrhenius deben ser compuestos iónicos. El cloruro de hidrógeno (HCl) y amoníaco se combinan bajo varias condiciones diferentes para formar cloruro de amonio, NH4Cl. En solución acuosa, el HCl se comporta como ácido clorhídrico y existe como cationes hidronio y aniones cloruro. Las siguientes reacciones ilustran las limitaciones de la definición de Arrhenius: H3O+(aq) + Cl^- (aq) + NH3 <=>Cl^- (aq) + NH4+ (aq) HCl (benceno) + NH3 (benceno) <=> NH4Cl(s) HCl(g) + NH3(g) <=> NH4Cl(s) Como con las reacciones del ácido acético, ambas definiciones trabajan para el primer ejemplo, donde el agua es el solvente y se forma ion hidronio. Las siguientes dos reacciones no involucran la formación de iones, pero pueden ser vistas como reacciones de transferencia de protones. En la segunda reacción, el cloruro de hidrógeno y el amoníaco reaccionan para formar cloruro de amonio sólido en un solvente benceno, y en la tercera, HCl gaseoso y NH3 se combinan para formar el sólido. Ácidos de Lewis
Un tercer concepto fue propuesto por el físicoquímico Gilbert N. Lewis en 1923, el cual incluye reacciones con características ácido-base que no involucran una transferencia de protón. Un ácido de Lewis es una especie que acepta un par de electrones de otra especie; en otras palabras, es un aceptor de par 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. Todos los ácidos de Brønsted son también ácidos de Lewis, pero no todos los ácidos de Lewis son ácidos de Brønsted. Las siguientes reacciones podrían ser descritas en términos de química ácido-base. centro|544x544px En la primera reacción, un anión fluoruro, F-, cede un par electrónico al trifluoruro de boro para formar el producto tetrafluoroborato. El fluoruro "pierde" un par de electrones de valencia debido a que los electrones compartidos en el enlace B-F están ubicados en la región de espacio entre los dos núcleos atómicos y, en consecuencia, están más distantes del núcleo del fluoruro que en el anión fluoruro solitario. BF3 es un ácido de Lewis porque acepta el par de electrones del fluoruro. Esta reacción no puede ser descrita en términos de la teoría de Brønsted, debido a que no hay transferencia de protones. La segunda reacción puede ser descrita por cualquiera de las dos últimas teorías. Un protón es transferido desde un ácido de Brønsted no especificado hacia el amoníaco, una base de Brønsted; alternativamente, el amoníaco actúa como una base de Lewis y transfiere un par libre de electrones 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 uno de los enlaces H-O se rompe, y los electrones compartidos en el enlace se localizan en el oxígeno. Dependiendo del contexto, los ácidos de Lewis también pueden ser descritos como agentes reductores o como electrófilo.
La definición de Brønsted-Lowry es la definición más ampliamente usada; salvo que se especifique de otra manera, se asume que las reacciones ácido-base involucran la transferencia de un catión hidrón (H+) de un ácido a una base.
Disociación y equilibrio
Las reacciones de ácidos son generalizadas frecuentemente en la forma HA 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+ 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.
Nomenclatura Sistema de nomenclatura tradicional: En el sistema de nomenclatura tradicional, los ácidos inorgánicos son nombrados de acuerdo a sus aniones. El sufijo iónico es eliminado y es reemplazado con un nuevo sufijo (y a veces prefijo), de acuerdo con la tabla siguiente.
Prefijo AniónSufijo AniónPrefijo ÁcidoSufijo ÁcidoEjemploperatoperácido icoácido perclórico (HClO4)atoácido icoácido clórico (HClO3)itoácido osoácido cloroso (HClO2)hipoitohipoácido osoácido hipocloroso (HClO)urohidroácido icoácido clorhídrico (HCl)
Por ejemplo, HCl tiene un cloruro como su anión, por lo que el sufijo -uro hace que tome la forma de ácido clorhídrico. En las recomendaciones de nomenclatura IUPAC, simplemente se agrega acuoso al nombre del compuesto iónico. En consecuencia, para el cloruro de hidrógeno, el nombre IUPAC sería cloruro de hidrógeno acuoso. El sufijo -hídrico es agregado solo si el ácido está compuesto solamente de hidrógeno y un otro elemento.
En el caso particular de los oxácidos, es importante tener en cuenta variedades alotrópicas.
Nomenclatura sistemática: se indica mediante un prefijo (Mono, di, tri, tetra....) el número de oxígenos (terminando en “oxo”) seguido del nombre del elemento central en “ato”, indicando entre paréntesis el número de oxidación de este y finalmente diciendo “ de hidrógeno”. Por ejemplo el ácido sulfúrico es el tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno.
FórmulaNomenclatura sistemáticaNomenclatura sistemática funcionalHNO2Dioxonitrato (III) de hidrógenoÁcido dioxonítrico (III)H2SO3Trioxosulfato (IV) de hidrógenoÁcido trioxosulfúrico (IV)HIO4Tetraoxoyodato (VII) de hidrógenoÁcido tetraoxoyódico (VII)H2CrO4Tetraoxocromato (VI) de hidrógenoÁcido tetraoxocrómico (VI)H2SO2Dioxosulfato (II) de hidrógenoÁcido dioxosulfúrico (II)HIOMonoxoyodato (I) de hidrógenoÁcido monoxoyódico (I)
Nomenclatura simplificada: empieza el nombre del compuesto por la palabra “ácido” seguido por el número de oxígenos terminando en “oxo” y finalmente el nombre del elemento central terminado en “ico”, indicando el número de oxidación entre paréntesis en números romanos.
FórmulaNomenclatura sistemáticaNomenclatura sistemática funcionalNomenclatura tradicionalH2Cr2O7Heptaoxodicromato (VI) de hidrógenoÁcido heptaoxodicrómico (VI)Ácido dicrómicoH3PO4Tetraoxofosfato (V) de hidrógenoÁcido tetraoxofosfórico (V)Ácido ortofosfórico