Caracteristicas

Ácidos monopróticos

Los ácidos monopróticos son aquellos ácidos que son capaces de donar un protón por molécula durante el proceso de disociación (llamado algunas veces ionización), como se muestra a continuación (simbolizado por HA):

HA(aq) + H₂O(l)  H₃O⁺(ac) + A⁻(ac)         K_a

Algunos ejemplos comunes de ácidos monopróticos en ácidos minerales incluyen al ácido clorhídrico (HCl) y el ácido nítrico (HNO₃). Por otra parte, para los ácidos orgánicos, el término generalmente indica la presencia de un grupo carboxilo, y algunas veces estos ácidos son conocidos como ácidos monocarboxílicos. Algunos ejemplos de ácidos orgánicos incluyen al ácido fórmico (HCOOH), ácido acético (CH₃COOH) y el ácido benzoico (C₆H₅COOH).

Ácidos polipróticos

Los ácidos polipróticos son capaces de donar más de un protón por molécula de ácido, en contraste a los ácidos monopróticos que sólo donan un protón por molécula. Los tipos específicos de ácidos polipróticos tienen nombres más específicos, como ácido diprótico (dos protones potenciales para donar) y ácido triprótico (tres protones potenciales para donar).

Un ácido diprótico (simbolizado aquí como H₂A) puede sufrir una o dos disociaciones, dependiendo del pH. Cada disociación tiene su propia constante de disociación, K_a1 y K_a2.

H₂A(ac) + H₂O(l)  H₃O⁺(ac) + HA⁻(ac)       K_a1

HA⁻(ac) + H₂O(l)  H₃O⁺(ac) + A²⁻(ac)       K_a2

La primera constante de disociación es mayor que la segunda; esto es: K_a1 > K_a2. Por ejemplo, el ácido sulfúrico (H₂SO₄) puede donar un protón para formar el anión bisulfato (HSO—4), para lo que K_a1 es muy grande; luego puede donar un segundo protón para formar el anión sulfato (SO2—4), donde K_a2 es comparativamente pequeño, indicando una fuerza intermedia. El valor grande de K_a1 para la primera disociación significa que el ácido sulfúrico es un ácido fuerte. De modo similar, el inestable y débil ácido carbónico (H₂CO₃) puede perder un protón para formar el anión bicarbonato (HCO—3) y perder un segundo protón para formar el anión carbonato (CO2-3). Ambos valores de K_a son pequeños, pero K_a1 > K_a2.

Un ácido triprótico (H₃A) puede sufrir una, dos, o tres disociaciones, y tiene tres constantes de disociación, donde K_a1 > K_a2 > K_a3.

H₃A(ac) + H₂O(l)  H₃O⁺(ac) + H₂A⁻(ac)        K_a1

H₂A⁻(ac) + H₂O(l)  H₃O⁺(ac) + HA²⁻(ac)       K_a2

HA²⁻(ac) + H₂O(l)  H₃O⁺(ac) + A³⁻(ac)         K_a3

Un ejemplo inorgánico de un ácido triprótico es el ácido ortofosfórico (H₃PO₄), generalmente llamado simplemente ácido fosfórico. Los tres protones pueden ser perdidos consecutivamente, produciendo H₂PO—4, luego HPO2-4, y finalmente PO3-4, el anión ortofosfato, simplemente llamado fosfato. Un ejemplo orgánico de ácido triprótico es el ácido cítrico, que puede perder consecutivamente tres protones para formar finalmente el anión citrato. Aunque las posiciones de los protones en la molécula original pueden ser equivalentes, los valores de K_a difieren puesto que es energéticamente menos favorable perder un protón si la base conjugada está cargada negativamente.

Neutralización

Ácido clorhídrico (en el vaso de precipitados) reaccionando con vapores deamoníaco para producir cloruro de amonio(humo blanco).

La neutralización es la reacción entre un ácido y una base, produciendo una sal y base neutralizada; por ejemplo, el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio forman cloruro de sodio y agua:

HCl(aq) + NaOH(aq) → H₂O(l) + NaCl(aq)

La neutralización es la base de la titulación, donde un indicador de pH muestra el punto de equivalencia cuando el número equivalente de moles de una base han sido añadidos a un ácido. Generalmente se asume incorrectamente que la neutralización resulta en una solución con pH 7,0, lo que es solamente el caso cuando el ácido y la base tienen fuerza similar durante la reacción y se encuentran en concentraciones semejantes. La neutralización con una base más débil que el ácido resulta en una sal débilmente ácida. Un ejemplo es el cloruro de amonio, que es débilmente ácido, producido a partir del ácido fuerte cloruro de hidrógeno y la base débil amoníaco. Recíprocamente, la neutralización de un ácido débil con una base fuerte produce una sal débilmente básica, por ejemplo, el fluoruro de sodio, formado a partir del fluoruro de hidrógeno y el hidróxido de sodio.

Equilibrio ácido débil/base débil

Artículo principal: Ecuación de Henderson-Hasselbalch

Para que se pueda perder un protón, es necesario que el pH del sistema suba sobre el valor de pK_a del ácido protonado. La disminución en la concentración de H⁺ en la solución básica desplaza el equilibrio hacia la base conjugada (la forma deprotonada del ácido). En soluciones a menor pH (más ácidas), hay suficiente concentración de H⁺ en la solución para que el ácido permanezca en su forma protonada, o para que se protone la base conjugada.

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

Dureza de ácidos

Artículo principal: Teoría ácido-base duro-blando

En 1963, Pearson introdujo el concepto de ácidos y bases duros y blandos. Son ácidos duros aquellos cationes de pequeño tamaño y alta carga, de baja polarizabilidad: alcalinos, alcalinotérreos ligeros, cationes de transición de alta carga, como el Ti⁴⁺, Cr³⁺, Fe³⁺, Co²⁺, etc.

Son ácidos blandos las especies químicas de gran tamaño, pequeña o nula carga, y alta polarizabilidad: metales más pesados de carga más baja, como Ag⁺, Cu⁺, Pt²⁺, Hg²⁺, etc.

Las especies duras tienden a combinarse entre sí. La interacción duro-duro o blando-blando conduce a especies más estables. Esto se debe a un mayor solapamiento de orbitales, que origina un enlace más fuerte que en las interacciones duro-blando o blando-duro. Lo anterior es útil, de forma aproximada, para predecir el sentido de numerosas reacciones.

Aplicaciones de los ácidos

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.