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Ácido

Para otras aplicaciones, vea Ácido (desambiguación).
Este artículo está sobre los ácidos en química. Para la droga, vea Diethylamide del ácido de Lysergic.
La “acidez” vuelve a dirigir aquí. Para el novelette, vea Acidez (Novelette).
Ácidos y bases:
corrija

ácido (representado a menudo por el fórmula genérico Ha [H+A-]) se considera tradicionalmente cualesquiera compuesto del producto químico eso, cuando está disuelto adentro agua, da una solución con a ion de hidrógeno actividad mayor que en agua pura, es decir. a pH menos de 7.0. Eso aproxima la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry, que definió independientemente un ácido como compuesto que dona a ion de hidrógeno (H+) a otro compuesto (llamado a base). Los ejemplos comunes incluyen ácido acético (en vinagre) y ácido sulfúrico (utilizado adentro baterías de coche). El ácido/los sistemas bajos es diferentes de redox las reacciones en ésa allí no son ningún cambio adentro estado de la oxidación.

Contenido

Definiciones

Artículo principal: teorías de la reacción de la ácido-base

La palabra “ácido” viene de Latino acidus significando “agrie,” pero adentro química el ácido del término tiene un significado más específico. Hay cuatro maneras comunes de definir un ácido:

  • Arrhenius: Según esta definición se convirtió por Sueco químico Svante Arrhenius, un ácido es una sustancia que aumenta la concentración de los iones de hidrógeno (H+), se llevan que como hydronium iones (H3O+) cuando está disuelto adentro agua, mientras que las bases son las sustancias de las cuales aumente la concentración hidróxido iones (OH-). Esta definición limita los ácidos y las bases a las sustancias que pueden disolver en agua. Alrededor 1800, muchos Francés químicos, incluyendo Antoine Lavoisier, creído incorrectamente que todos los ácidos contuvieron oxígeno. La palabra alemana moderna para el oxígeno está de hecho Sauerstoff (se encendió. sustancia amarga), al igual que la palabra del africaans para el oxígeno suurstof, con el mismo significado. Inglés químicos, incluyendo Sir Humphry Davy al mismo tiempo creyó todo el hidrógeno contenido los ácidos. Arrhenius utilizó esta creencia para desarrollar esta definición del ácido.
  • Brønsted-Lowry: Según esta definición, un ácido es a protón (hidrógeno el donante del núcleo) y una base es un aceptador del protón. El ácido reputa disociado después de que se done el protón. Se refieren un ácido y la base correspondiente como ácido conyugal- pares bajos. Brønsted y Lowry formularon independientemente esta definición, que incluye sustancias insolubles en agua no en la definición de Arrhenius.
  • definición del solvente-sistema: Según esta definición, un ácido es una sustancia que, cuando está disuelta en un solvente autodissociating, aumenta la concentración de los cationes del solvonium, tales como H3O+ en agua, NH4+ en amoníaco líquido, NO+ en N líquida2O4, SbCl2+ en SbCl3, etc. La base se define como la sustancia que aumenta la concentración del solvate aniones, respectivamente OH-, NH2-, NO3-, o SbCl4-. Esta definición amplía reacciones de la ácido-base a los sistemas no acuosos e incluso a algunos sistemas aprotic, donde no hidrógeno los núcleos están implicados en las reacciones. Esta definición no es absoluta, el actuar compuesto tan ácida en un solvente puede actuar como una base en otro.
  • Lewis: Según esta definición se convirtió cerca Gilbert N. Lewis, un ácido es un aceptador del electrón-par y una base es un donante del electrón-par. (Éstos se refieren con frecuencia como “Ácidos de Lewis“y”Bases de Lewis, “y sea electrophiles y nucleophiles, respectivamente, adentro química orgánica; Las bases de Lewis están también ligands en química de la coordinación.) Los ácidos de Lewis incluyen sustancias sin tranferible protones (IE H+ iones de hidrógeno), por ejemplo cloruro del hierro (III), y por lo tanto la definición de Lewis de un ácido tiene uso más amplio que la definición de Brønsted-Lowry. De hecho, el término Ácido de Lewis es de uso frecuente excluir los ácidos protic (de Brønsted-Lowry). La definición de Lewis se puede también explicar con orbitario molecular teoría. Un ácido puede recibir generalmente un par del electrón en su orbitario vacante más bajo (LUMO) del orbitario lo más arriba posible ocupado (HOMO) de una base. Es decir, el HOMO de la base y el LUMO de la cosechadora ácida a un orbitario molecular de la vinculación.

Aunque no la teoría más general, la definición de Brønsted-Lowry es la definición más ampliamente utilizada. La fuerza de un ácido se puede entender por esta definición por la estabilidad del hydronium y solvated la base conyugal sobre la disociación. La estabilidad de aumento o que disminuye de la base conyugal aumentará o disminuirá la acidez de un compuesto. Este concepto de la acidez se utiliza con frecuencia para ácidos orgánicos por ejemplo ácido carboxylic. La descripción orbital molecular, donde el orbitario sin llenar del protón se traslapa con un par solitario, está conectada con la definición de Lewis.

Características

Ácidos de Bronsted-Lowry:

  • Sea generalmente amargo en gusto
  • Los ácidos fuertes o concentrados producen a menudo una sensación tacaña encendido membranas mucosas
  • Reaccione a los indicadores como sigue: dé vuelta al azul tornasol y naranja metílica el rojo, no cambia el color de phenolphthalein
  • Reaccionará con los metales para producir una sal y un hidrógeno del metal
  • Reaccionará con carbonatos del metal al agua del producto, CO2 y una sal
  • Reaccionará con una base para producir una sal y un agua
  • Reaccionará con un óxido de metal al agua del producto y a una sal
  • Conducirá electricidad, dependiendo del grado de disociación
  • Producirá los iones del solvonium, tales como hydronium (H3O+) iones en agua
  • Desnaturalizará las proteínas

Ácidos fuertes y muchos ácidos concentrados son peligrosos, causando las quemaduras severas para el contacto de menor importancia uniforme. Los ácidos son corrosivos. Generalmente, las quemaduras ácidas son tratadas aclarando el área afectada abundante con la agua corriente (15 minutos) y seguidas con la atención médica inmediata. En el caso de los ácidos altamente concentrados, el ácido se debe primero limpiar apagado tanto cuanto sea posible, si no el mezclarse exotérmico del ácido y del agua podría causar quemaduras termales severas. Los ácidos pueden también ser peligrosos por las razones no relacionadas con su acidez, ven un apropiado MSDS para una información más detallada.

Nomenclatura

En el sistema de nombramiento clásico, los ácidos se nombran según su aniones. Que el sufijo iónico está caído y substituido por un nuevo sufijo (y a veces prefijo), según la tabla abajo. Por ejemplo, HCl tiene cloruro como su anión, así que - las marcas del sufijo del ide él toma la forma ácido hidroclórico. En IUPAC el nombramiento del sistema, “acuoso” se agrega simplemente al nombre del compuesto iónico. Así, para el cloruro de hidrógeno, el nombre de IUPAC sería cloruro de hidrógeno acuoso.

Sistema de nombramiento clásico:

Prefijo del anión Sufijo del anión Prefijo ácido Sufijo ácido Ejemplo
por comió por ácido del ic ácido perchloric (HClO4)
comió ácido del ic ácido clórico (HClO3)
ite ácido del ous ácido chlorous (HClO2)
hypo ite hypo ácido del ous ácido hipocloroso (HClO)
ide hidráulico ácido del ic ácido hidroclórico (HCl)

Características químicas

En agua el siguiente equilibrio ocurre entre un ácido débil (ha) y el agua, que actúa como base:

Ha (aq) + H2O ⇌ H3O+(aq) + A-(aq)

constante de la acidez (o constante ácida de la disociación) es la constante de equilibrio para la reacción de la ha con agua:

Ácidos fuertes tenga grande Ka valores (es decir. el equilibrio de la reacción miente lejos a la derecha; el ácido se disocia casi totalmente a H3O+ y A-). Los ácidos fuertes incluyen el más pesado ácidos hydrohalic: ácido hidroclórico (HCl), ácido bromhídrico (HBr), y ácido hydroiodic (HI). (Sin embargo, ácido fluorhídrico, el HF, es relativamente débil.) por ejemplo, Ka el valor para el ácido hidroclórico (HCl) es 107.

Ácidos débiles tenga pequeño Ka valores (es decir. en las cantidades significativas del equilibrio de ha y de A− exista junto en la solución; niveles modestos de H3O+ esté presente; el ácido se disocia solamente parcialmente). Por ejemplo, la Ka el valor para el ácido acético es 1.8 x 10-5. La mayoría de los ácidos orgánicos son ácidos débiles. Oxoacids, que tienden para contener los átomos centrales en los altos estados de la oxidación rodeados por el oxígeno pueden ser absolutamente fuertes o débiles. Ácido nítrico, ácido sulfúrico, y ácido perchloric están todos los ácidos fuertes, mientras que ácido nitroso, ácido sulfurous y ácido hipocloroso son todos débiles.

La nota sobre términos utilizó:

  • Los términos “hidrógeno el ion " y “el protón” se utilizan alternativamente; ambos refieren a H+.
  • En la solución acuosa, el agua está protonated para formar hydronium ion, H3O+(aq). Esto se abrevia a menudo como H+(aq) aun cuando el símbolo no está químicamente correcto.
  • La fuerza de un ácido es medida por su constante ácida de la disociación (Ka) o equivalente su pKa (pKa= - registro (Ka)).
  • pH de una solución está una medida de la concentración del hydronium. Esto dependerá de la concentración y de la naturaleza de ácidos y de bases en la solución.

Ácidos de Monoprotic

Ácidos de Monoprotic son esos ácidos que pueden donar uno protón por la molécula durante el proceso de disociación (a veces llamado ionización) como se muestra abajo (simbolizado por la ha):

Ha (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+(aq) + A−(aq)         Ka

Ejemplos comunes de ácidos monoprotic adentro ácidos mineral incluya ácido hidroclórico (HCl) y ácido nítrico (HNO3). Por otra parte, para ácidos orgánicos el término indica principalmente la presencia de una grupo carboxyl y estos ácidos se conocen a veces como ácido monocarboxylic. Ejemplos adentro ácidos orgánicos incluya ácido fórmico (HCOOH), ácido acético (CH3COOH) y ácido benzoico (C6H5COOH).

Ácidos de Polyprotic

Los ácidos de Polyprotic pueden donar más de un protón por la molécula ácida, en contraste con los ácidos monoprotic que donan solamente un protón por la molécula. Los tipos específicos de ácidos polyprotic tienen nombres más específicos, por ejemplo ácido diprotic (dos protones potenciales a donar) y ácido triprotic (tres protones potenciales a donar).

Un ácido diprotic (aquí simbolizado por H2A) puede experimentar uno o dos dissociations dependiendo del pH. Cada disociación tiene su propia constante de la disociación, Ka1 y Ka2.

H2A (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+(aq) + ha−(aq)       Ka1
Ha−(aq) + H2O (l) ⇌ H3O+(aq) + A2−(aq)       Ka2

La primera constante de la disociación es típicamente mayor que el segundo; es decir, Ka1 > Ka2 . Por ejemplo, ácido sulfúrico (H2TAN4) puede donar un protón para formar bisulfato anión (HSO4−), para que Ka1 es muy grande; entonces puede donar un segundo protón para formar sulfato anión (TAN42−), en donde Ka2 es la fuerza intermedia. El grande Ka1 para la primera disociación hace sulfúrico un ácido fuerte. De una manera similar, el inestable débil ácido carbónico (H2CO3) puede perder un protón para formar bicarbonato anión (HCO3−) y pierda un segundo para formar carbonato anión (CO32−). Ambos Ka los valores son pequeños, pero Ka1 > Ka2 .

Un ácido triprotic (H3A) puede experimentar un, dos, o tres dissociations y tiene tres constantes de la disociación, donde Ka1 > Ka2 > Ka3 .

H3A (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+(aq) + H2A−(aq)        Ka1
H2A−(aq) + H2O (l) ⇌ H3O+(aq) + ha2−(aq)       Ka2
Ha2−(aq) + H2O (l) ⇌ H3O+(aq) + A3−(aq)         Ka3

inorgánico el ejemplo de un ácido triprotic es el ácido orthophosphoric (H3PO4), generalmente apenas llamado ácido fosfórico. Los tres protones se pueden sucesivamente perder para rendir H2PO4−, entonces HPO42−, y finalmente PO43− , el ion del orthophosphate, generalmente apenas llamado fosfato. orgánico el ejemplo de un ácido triprotic es ácido cítrico, que puede sucesivamente perder tres protones finalmente para formar citrato ion. Aun cuando las posiciones de los protones respecto a la molécula original pueden ser equivalentes, el sucesivo Ka los valores diferenciarán puesto que es enérgio menos favorable perder un protón si la base conyugal se carga más negativamente.

Neutralización

Neutralización es la reacción entre un ácido y una base, produciendo a sal y base neutralizada; por ejemplo, el ácido hidroclórico y el hidróxido del sodio forman el cloruro y el agua de sodio:

HCl (aq) + → H del NaOH (aq)2O (l) + NaCl (aq)

La neutralización es la base de titulación, donde a indicador del pH demuestra el punto de equivalencia cuando el número equivalente de topos de una base se ha agregado a un ácido. A menudo se asume incorrecto que la neutralización debe dar lugar a una solución con el pH 7.0, que es solamente el caso con fuerzas ácidas y bajas similares durante una reacción.

La neutralización con un más débil bajo que el ácido da lugar a una sal débil ácida. Un ejemplo es el débil ácido cloruro de amonio, que se produce del ácido fuerte cloruro de hidrógeno y la base débil amoníaco. Inversamente, neutralizar un ácido débil con una base fuerte da una sal débil básica, e.g. fluoruro del sodio de fluoruro del hidrógeno y hidróxido del sodio.

Ácido débil/equilibrios bajos débiles

Artículo principal: Ecuación de Henderson-Hasselbalch

Para perder un protón, es necesario que el pH de la subida del sistema sobre el pKa de protonated el ácido. La concentración disminuida de H+ en esa solución básica cambia de puesto el equilibrio hacia la forma baja conyugal (deprotonated la forma del ácido). En (más ácido) las soluciones bajo-pH, hay arriba un bastante H+ la concentración en la solución para hacer el ácido permanecer en su protonated la forma, o al protonate su base conyugal (deprotonated la forma).

Las soluciones de ácidos y de sales débiles de sus bases conyugal forman soluciones tapón.

Usos de ácidos

Hay aplicaciones numerosas para los ácidos. Los ácidos son de uso frecuente quitar el moho y la otra corrosión de los metales en un proceso conocido como conserva en vinagre. Pueden ser utilizados como electrólito en a batería de la célula mojada, por ejemplo ácido sulfúrico en a batería de coche.

Ácidos fuertes, ácido sulfúrico particularmente, sea ampliamente utilizado en el proceso mineral. Por ejemplo, los minerales del fosfato reaccionan con los ácidos sulfúricos al producto ácido fosfórico para la producción de los fertilizantes del fosfato, y cinc es producido disolviendo el óxido del cinc en el ácido sulfúrico, purificando la solución y electrowinning.

Se utilizan los ácidos como catalizadores; por ejemplo, ácido sulfúrico se utiliza en cantidades muy grandes en alkylation proceso para producir la gasolina.

Ocurrencia biológica

En seres humanos y muchos otros animales, ácido hidroclórico es una parte de ácido gástrico secretado dentro de estómago para ayudar a hidrolizar proteínas y polisacáridos, así como convertir la favorable-enzima inactiva, pepsinogen en la enzima, pepsina. Ácidos del producto de algunos organismos para la defensa; por ejemplo, producto de las hormigas ácido fórmico.

Ácidos comunes

Ácidos mineral

Ácidos Sulfonic

  • Ácido de Methanesulfonic (ácido mesylic) del aka (MeSO3H)
  • Ácido de Ethanesulfonic (ácido esylic) del aka (EtSO3H)
  • Ácido de Benzenesulfonic (ácido besylic) del aka (PhSO3H)
  • Ácido de Toluenesulfonic (ácido tosylic del aka, o (C6H4(CH3) (TAN3H))

Ácidos Carboxylic

Referencias

Vea también

Química
Ambiente

Acoplamientos externos

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