Ácido

Na Galipedia, a Wikipedia en galego.
Este é un dos 1000 artigos que toda Wikipedia debería ter.
Ácido
Hydrochloric acid 05.jpg Sulphuric acid 96 percent extra pure.jpg
Johannes Brønsted.jpg Thomas Martin Lowry2.jpg
Fila superior de esquerda a dereita
Fila inferior de esquerda a dereita
  • Johannes Brønsted e Thomas Martin Lowry

Un ácido (do latín acidus, que significa agre) é considerado tradicionalmente como calquera composto químico que, cando se disolve en auga, produce unha solución cunha actividade de catión hidronio maior que a auga pura, isto é, un pH menor que 7. Isto aproxímase á definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry, quen definiron independentemente un ácido como un composto que doa un catión hidróxeno H+
a outro composto (denominado base). Algúns exemplos comúns son o ácido acético (no vinagre), o ácido clorhídrico (no Salfumant e os mollos gástricos), o ácido acetilsalicílico (na aspirina), ou o ácido sulfúrico (usado en baterías de automóbil). Os sistemas ácido/base diferéncianse das reaccións redox en que, nestas últimas hai un cambio no estado de oxidación. Os ácidos poden existir en forma de sólidos, líquidos ou gases, dependendo da temperatura e tamén poden existir como sustancias puras ou en solución.

O concepto de ácido é o contraposto ao de base. Para medir a acidez dun medio utilízase o concepto de pH. Ás substancias químicas que teñen a propiedade dun ácido denomínanse ácidas.

Distintas definicións de "ácido":[editar | editar a fonte]

Os ácidos son sustancias capaces de doar un protón (H ), mentres que as bases son capaces de aceptalos. A definición anterior corresponde a formulada por Brönsted e Lowry en 1923, e xeneraliza a teoría anterior a definición do químico sueco Arrhenius (1859 - 1927), de 1887. Segundo a definición de Arrhenius un ácido é unha substancia que ao ionizarse produce ións H+ (en solución acuosa). A teoría de Brönsted e Lowry de ácidos tamén serve para disolucións non acuosas; as dúas teorías son moi parecidas na definición de ácido, pero a de Bronsted-Lowry é moito máis xeral.

Lewis en 1923 ampliou aínda máis a definición de ácidos, teoría que non obtivo repercusión ata algúns anos máis tarde. Segundo a teoría de Lewis un ácido é aquela especie química que, en calquera medio, pode aceptar un par de electróns. Desta forma inclúense substancias que se comportan como ácidos, pero non cumpren a definición de Brönsted e Lowry, sendo denominadas ácidos de Lewis. Visto que o protón, segundo esta definición, é un ácido de Lewis (ten baleiro o orbital 1s, onde pode aloxarse o par de electróns), pódese afirmar que todos os ácidos de Brönsted-Lowry son ácidos de Lewis, e todos os ácidos de Arrhenius son de Bronsted-Lowry.

  • Exemplos de ácidos de Brönsted e Lowry: HCl, HNO3, H3PO4.
Se estiveren en solución acuosa tamén son ácidos de Arrhenius.
  • Exemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3.

Propiedades dos ácidos[editar | editar a fonte]

  • Teñen sabor agre como no caso do ácido cítrico da laranxa e do limón.
  • Cambian a cor do papel tornasol azul a rosa, o laranxa de metilo de laranxado a vermello e deixa incolora á fenolftaleína.
  • Son corrosivos.
  • Producen queimaduras da pel.
  • Son bos condutores de electricidade en disolucións acuosas.
  • Reaccionan con metais activos formando un sal e hidróxeno.
  • Reaccionan con bases para formar un sal máis auga.
  • Reaccionan con óxidos metálicos para formar un sal máis auga.

Ácidos de Arrhenius[editar | editar a fonte]

Svante Arrhenius foi o primeiro en atribuír as propiedades de acidez ao hidróxeno

O químico sueco Svante Arrhenius foi o primeiro en atribuír as propiedades de acidez ao hidróxeno en 1884. Un ácido de Arrhenius é unha sustancia que aumenta a concentración de catión hidronio, 3O+, cando se disolve en auga. Esta definición parte do equilibrio da disociación do auga en hidronio e hidróxido:

H2O(l) + H2O (l) is in equilibrium with H3O+(ac) + OH-(ac)

En auga pura, a maioría das moléculas existen como H2O, pero un número pequeno de moléculas están constantemente disociándose e reasociándose. A auga pura é neutra con respecto á acidez ou basicidade, debido a que a concentración de ions hidróxido é sempre igual á concentración de ions hidronio. Unha base de Arrhenius é unha molécula que aumenta a concentración do ion hidróxido cando está disolta en auga. En química escríbese con frecuencia H+(ac) significando ion hidróxeno ou protón ao describir reaccións ácido-base, pero non hai evidencia suficiente de que exista en disolución acuosa o núcleo de hidróxeno libre; si que está probada a existencia do ion hidronio, H3O+ e ata de especies de maior nuclearidade. Os compostos que non teñen hidróxeno na súa estrutura non son considerados ácidos de Arrhenius. Tampouco son bases de Arrhenius os compostos que non teñen OH na súa estrutura.

Ácidos de Brønsted-Lowry[editar | editar a fonte]

Aínda que o concepto de Arrhenius é moi útil para describir moitas reaccións, tamén está un pouco limitado no seu alcance. En 1923, os químicos Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry recoñeceron independientemente que as reaccións ácido-base involucran a transferencia dun protón. Un ácido de Brønsted-Lowry (ou simplemente ácido de Brønsted) é unha especie que doa un protón a unha base de Brønsted-Lowry. A teoría ácido-base de Brønsted-Lowry ten varias vantaxes sobre a teoría de Arrhenius. Considere as seguintes reaccións do ácido acético (CH3COOH), o ácido orgánico que lle dá ao vinagre o seu sabor característico:

Acid-base.png

Ambas teorías describen facilmente a primeira reacción: o CH3COOH actúa como un ácido de Arrhenius porque actúa como fonte de H3O+ cando está disolto en auga, e actúa como un ácido de Brønsted ao doar un protón ao auga. No segundo exemplo, o CH3COOH sofre a mesma transformación, doando un protón ao amoníaco (NH3), pero non pode ser descrito usando a definición de Arrhenius dun ácido, porque a reacción non produce catións hidronio. A teoría de Brønsted-Lowry tamén pode ser usada para describir compostos moleculares, mentres que os ácidos de Arrhenius deben ser compostos iónicos. O cloruro de hidróxeno (HCl) e o amoníaco combínanse baixo varias condicións diferentes para formar cloruro de amonio, NH4Cl. En solución acuosa, o HCl compórtase como ácido clorhídrico e existe como catións hidronio e anións cloruro. As seguintes reaccións ilustran as limitacións da definición de Arrhenius:

1.) H3O+(ac) + Cl-(ac) + NH3 → Cl-(ac) + NH
(aq)
2.) HCl(benceno) + NH3(benceno) → NH4Cl(s)
3.) HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s)

Como coas reaccións do ácido acético, ambas definicións traballan para o primeiro exemplo, onde a auga é o liquide e fórmase ion hidronio. As seguintes dúas reaccións non involucran a formación de ións, pero poden ser vistas como reaccións de transferencia de protóns. Na segunda reacción, o cloruro de hidróxeno e o amoníaco reaccionan para formar cloruro de amonio sólido nun liquide benceno, e na terceira, HCl gaseoso e NH3 combínanse para formar o sólido.

Ácidos de Lewis[editar | editar a fonte]

Un terceiro concepto foi proposto polo físicoquímico Gilbert N. Lewis en 1923, o cal inclúe reaccións con características ácido-base que non involucran unha transferencia de protóns. Un ácido de Lewis é unha especie que acepta un par de electróns doutra especie; noutras palabras, é un aceptor de par de electróns. As reaccións ácido-base de Brønsted son reaccións de transferencia de protones, mentres que as reaccións ácido-base de Lewis son transferencias de pares de electróns. Todos os ácidos de Brønsted son tamén ácidos de Lewis, pero non todos os ácidos de Lewis son ácidos de Brønsted. As seguintes reaccións poderían ser descritas en termos de química ácido-base

LewisAcid.png

Na primeira reacción, un anión fluoruro, F-, cede un par electrónico ao trifluoruro de boro para formar o produto tetrafluoroborato. O fluoruro "perde" un par de electróns de valencia debido a que os electróns compartidos no enlace B-F están situados na rexión de espazo entre os dous núcleos atómicos e, en consecuencia, están máis distantes do núcleo do fluoruro que no anión fluoruro solitario. BF3 é un ácido de Lewis porque acepta o par de electróns do fluoruro. Esta reacción non pode ser descrita en termos da teoría de Brønsted, debido a que non hai transferencia de protóns. A segunda reacción pode ser descrita por calquera das dúas últimas teorías. Un protón é transferido desde un ácido de Brønsted non especificado cara ao amoníaco, unha base de Brønsted; alternativamente, o amoníaco actúa como unha base de Lewis e transfire un par libre de electróns para formar un enlace cun ión hidróxeno. A especie que gaña o par de electróns é o ácido de Lewis; por exemplo, o átomo de osíxeno en H3O+ gaña un par de electróns cando un dos enlaces H-O se rompe, e os electróns compartidos no enlace localízanse no osíxeno. Dependendo do contexto, os ácidos de Lewis tamén poden ser descritos como axentes reductores ou como electrófilo.

A definición de Brønsted-Lowry é a definición máis ampliamente usada; salvo que se especifique doutro xeito, asúmese que as reaccións ácido-base involucran a transferencia dun catión hidrón (H+) dun ácido a unha base.

Disociación e equilibrio[editar | editar a fonte]

As reaccións de ácidos son xeralizadas frecuentemente na forma HA is in equilibrium with H+ + A-, onde HA representa o ácido, e A- é a base conxugada. Os pares ácido-base conxugados difieren nun protón, e poden ser interconvertidos pola adición ou eliminación dun protón (protonación e deprotonación, respectivamente). Obsérvese que o ácido pode ser a especie cargada, e a base conxugada pode ser neutra, nese caso o esquema de reacción xeralizada podería ser descrito como HA+ is in equilibrium with H+ + A. En solución existe un equilibrio entre o ácido e a súa base conxugada. A constante de equilibrio K é unha expresión das concentracións do equilibrio das moléculas ou ións en solución. Os corchetes indican concentración, así [H2O] significa a concentración de [H2O]. A constante de disociación ácida Ka é usada xeralmente no contexto das reaccións ácido-base. O valor numérico de Ka é igual á concentración dos produtos, dividida pola concentración dos reactantes, onde o reactante é o ácido (HA) e os produtos son a base conxugada e H+.

O máis forte dos dous ácidos terá Ka maior que o ácido máis débil; a relación dos ións hidróxeno ao ácido será maior para o ácido máis forte, posto que o ácido máis forte ten unha tendencia maior a perder o seu protón. Debido ao rango de valores posibles para Ka esténdese por varias ordes de magnitude, máis frecuentemente utilízase unha constante máis manipulable, pKa, onde pKa = -log10 Ka. Os ácidos máis fortes teñén pKa menor que os ácidos débiles. Os valores de pKa. determinados experimentalmente a 25 °C en solución acuosa soen presentarse en libros de texto e material de referencia.

Forza dos ácidos[editar | editar a fonte]

A forza dun ácido refírese á súa habilidade ou tendencia a perder un protón. Un ácido forte é un que se disocia completamente en auga; noutras palabras, un mol dun ácido forte HA disólvese en auga producindo un mol de H+ e un mol do seu base conxugada, A-, e nada do ácido protonado HA. En contraste, un ácido débil se disocia só parcialmente e, no equilibrio, existen na solución tanto o ácido como a súa base conxugada. Algúns exemplos de ácidos fortes son o ácido clorhídrico (HCl), ácido iodhídrico (HI), ácido bromhídrico (HBr), ácido perclórico (HClO4), ácido nítrico (HNO3) e ácido sulfúrico (H2SO4). En auga, cada un destes ionizase prácticamente ao 100%. Mentres máis forte sexa un ácido, máis facilmente perde un protón, H+ . Dous factores crave que contribúen á facilidade de deprotonación son a polaridade do enlace H-A. A forza dos ácidos adoita ser discutida tamén en termos da estabilidade da base conxugada.

Os ácidos máis fortes teñen Ka máis alto, e pKa máis baixo que os ácidos máis débiles.

Os ácidos alquilsulfónicos e arilsulfónicos, que son oxiácidos orgánicos, son un tipo de ácidos fortes. Un exemplo común é o ácido toluenosulfónico (ácido tósico ou tosílico). A diferenza do ácido sulfúrico mesmo, os ácidos sulfónicos poden ser sólidos. En efecto, o poliestireno funcionalizado en sulfonato de poliestireno, é un plástico sólido fortemente ácido, que é filtrable.

Os superácidos son ácidos máis fortes que o ácido sulfúrico ao 100%. Algúns exemplos de superácidos son o ácido fluoroantimónico, ácido máxico e ácido perclórico. Os superácidos poden protonar permanentemente a auga, para producir "sales" de oxonio iónicas, cristalinas. Tamén poden estabilizar cuantitativamente aos carbocatións.

Polaridade e o efecto inductivo[editar | editar a fonte]

A polaridade refírese á distribución de electróns nun enlace químico, a rexión de espazo entre dous núcleos atómicos onde se comparte un par de electróns (ver TREPEV). Cando os dous átomos teñen aproximadamente a mesma electronegatividade (potencia para atraer electróns do enlace), os electróns son compartidos aproximadamente por igual e pasan o mesmo tempo en calquera extremo do enlace. Cando hai unha diferenza significativa nas electronegatividades dos dous átomos enlazados, os electróns pasan máis tempo preto ao núcleo do elemento máis electronegativo, e fórmase un dipolo eléctrico, ou separación de cargas, tal que hai unha carga parcial negativa localizada no elemento electronegativo, e unha carga parcial positiva no elemento electropositivo. O hidróxeno é un elemento electropositivo e acumula unha carga lixeiramente positiva cando está unido a un elemento electronegativo, como o osíxeno ou o bromo. Ao decrecer a densidade electrónica no átomo de hidróxeno, faise máis fácil que sexa abstraído en forma de protón, noutras palabras, é máis ácido. Ao moverse de esquerda a dereita ao longo dunha fila na táboa periódica, os elementos tenden a facerse máis electronegativos, e a forza do ácido binario formado polo elemento aumenta coherentemente en:

Fórmula Nome pKa[1]
HF ácido fluorhídrico 3.17
H2O auga 15.7
NH3 amoníaco 38
CH4 metano 48

O elemento electronegativo non necesita estar unido directamente ao hidróxeno ácido para incrementar a súa acidez. Un átomo electronegativo pode "tomar" densidade electrónica desde o enlace ácido, a través do efecto inductivo. A habilidade para atraer electróns diminúe rápidamente coa distancia do elemento electronegativo ao enlace ácido. O efecto é ilustrado pola seguinte serie de ácidos butanoicos haloxenados. O cloro é máis electronegativo que o bromo e, en consecuencia, ten o efecto máis forte. O átomo de hidróxeno unido ao osíxeno é o hidróxeno ácido. O ácido butanoico é un ácido carboxílico.

Estrutura Nome pKa[2]
Butanoic.png ácido butanoico ≈4.8
4chlorobutanoic.png ácido 4-clorobutanoico 4.5
3chlorobutanoic.png ácido 3-clorobutanoico ≈4.0
2bromobutanoic.png ácido 2-bromobutanoico 2.93
2chlorobutanoic.png ácido 2-clorobutanoico 2.86

Á vez que o átomo de cloro afástase do enlace ácido O-H, o efecto diminúe. Cando o átomo de cloro está a un átomo de carbono de distancia do grupo ácido carboxílico, a acidez do composto increméntase significativamente, comparado co ácido butanoico (tamén chamado ácido butírico). Con todo, cando o átomo de cloro está separado por varios enlaces, o efecto é moito menor. O bromo é máis electronegativo que o carbono ou o hidróxeno, pero non tan electronegativo como o cloro, co que o pKa do ácido 2-bromobutanoico é lixeiramente maior co pKa do ácido 2-clorobutanoico.

O número de átomos electronegativos adxacentes a un enlace ácido tamén afecta á forza do ácido. Os oxiácidos teñen a fórmula xeral HOX, onde X pode ser calquera átomo e pode ou non compartir enlaces con outros átomos. Ao aumentar o número de átomos ou grupos electronegativos no átomo X, diminúese a densidade electrónica no enlace ácido, facendo que a perda do protón sexa máis fácil. O ácido perclórico é un ácido moi forte (pKa ≈ -8), e disociase completamente en auga. A súa fórmula química é HClO4, e comprende un átomo de cloro central, con catro átomos de osíxeno ao redor, un dos cales está unido a un átomo de hidróxeno extremadamente ácido, que é eliminable facilmente. En contraste, o ácido clórico (HClO3) é un ácido algo menos forte (pKa = -1.0), mentres que o ácido cloroso (HClO2, pKa = +2.0) e o ácido hipocloroso (HClO, pKa = +7.53) son ácidos débiles.[3]

Os ácidos carboxílicos son ácidos orgánicos que conteñen un grupo hidroxilo ácido e un grupo carbonilo. Os ácidos carboxílicos poden ser reducidos ao alcohol correspondente; a substitución dun átomo de osíxeno electronegativo con dous átomos de hidróxeno electropositivos conduce a un produto que é esencialmente non ácido. A redución do ácido acético a etanol usando LiAlH4 (hidruro de litio e aluminio o LAH) e éter é un exemplo de dita reacción.

Reduction.png

O valor de pKa para o etanol é 16, comparado con 4,76 para o ácido acético.[2][4]

Radio atómico e forza do enlace[editar | editar a fonte]

Outro factor que contribúe á habilidade dun ácido para perder un protón é a forza de enlace entre o hidróxeno ácido e o anión da molécula que o ten (ver base conxugada). Isto, á súa vez, é dependente do tamaño dos átomos que comparten o enlace. Para un ácido HA, á vez que aumenta o tamaño do átomo A, a forza do enlace diminúe, significando isto que é máis fácil de ser roto, e a forza do ácido aumenta. A forza do enlace é unha medida de canta enerxía é necesaria para romper un enlace. Noutras palabras, require menos enerxía romper o enlace cando o átomo A se fai máis grande, e o protón é máis facilmente removible por unha base. Isto explica parcialmente por que o ácido fluorhídrico é considerado un ácido débil, mentres que os demais ácidos de halóxeno (HCl, HBr, HI) son ácidos fortes. Aínda que o flúor é máis electronegativo que os outros halógenos, o seu radio atómico é tamén moito menor, polo que comparte un enlace forte co hidróxeno. Ao moverse cara abaixo nunha columna na táboa periódica, os átomos fanse menos electronegativos, pero tamén significativamente máis grandes, e o tamaño do átomo tende a dominar a acidez no enlace co hidróxeno. O sulfuro de hidróxeno, H2S, é un ácido máis forte que a auga, aínda que o osíxeno é máis electronegativo que o xofre. Isto é debido a que o xofre é máis grande que o osíxeno, e o enlace hidróxeno-xofre é máis facilmente rompible que o enlace hidróxeno-osíxeno.

Características químicas[editar | editar a fonte]

Ácidos monopróticos[editar | editar a fonte]

Os ácidos monopróticos son aqueles ácidos que son capaces de doar un protón por molécula durante o proceso de disociación química (chamado algunhas veces ionización), como se mostra a continuación (simbolizado por HA):

HA(aq) + H2O(l) is in equilibrium with H3O+(ac) + A(ac)         Ka

Algúns exemplos comúns de ácidos monopróticos en ácidos minerais inclúen ao ácido clorhídrico (HCl) e o ácido nítrico (HNO3). Por outra banda, para os ácidos orgánicos, o termo xeralmente indica a presenza dun grupo carboxilo, e algunhas veces estes ácidos son coñecidos como ácidos monocarboxílicos. Algúns exemplos de ácidos orgánicos inclúen a o ácido fórmico (HCOOH), ácido acético (CH3COOH) e o ácido benzoico (C6H5COOH).

Ácidos polipróticos[editar | editar a fonte]

Os ácidos polipróticos son capaces de doar máis dun protón por molécula de ácido, en contraste aos ácidos monopróticos que só doan un protón por molécula. Os tipos específicos de ácidos polipróticos teñen nomes máis específicos, como ácido diprótico (dous protóns potenciais para doar) e ácido triprótico (tres protóns potenciais para doar).

Un ácido diprótico (simbolizado aquí como H2A) pode sufrir unha ou dúas disociacións, dependendo do pH. Cada disociación ten a súa propia constante de disociación, Ka1 e Ka2.

H2A(ac) + H2O(l) is in equilibrium with H3O+(ac) + HA(ac)       Ka1
HA(ac) + H2O(l) is in equilibrium with H3O+(ac) + A2−(ac)       Ka2

A primeira constante de disociación é maior que a segunda; isto é: Ka1 > Ka2. Por exemplo, o ácido sulfúrico (H2SO4) pode doar un protón para formar o anión bisulfato (HSO
), para o que Ka1 é moi grande; logo pode doar un segundo protón para formar o anión sulfato (SO
), onde Ka2 é comparativamente pequeno, indicando unha forza intermedia. O valor grande de Ka1 para a primeira disociación significa que o ácido sulfúrico é un ácido forte. De modo similar, o inestable e débil ácido carbónico (H2CO3) pode perder un protón para formar o anión bicarbonato (HCO
) e perder un segundo protón para formar o anión carbonato (CO
). Ambos valores de Ka son pequenos, pero Ka1 > Ka2.

Un ácido triprótico (H3A) pode sufrir unha, dúas, ou tres disociacións, e ten tres constantes de disociación, onde Ka1 > Ka2 > Ka3.

H3A(ac) + H2O(l) is in equilibrium with H3O+(ac) + H2A(ac)        Ka1
H2A(ac) + H2O(l) is in equilibrium with H3O+(ac) + HA2−(ac)       Ka2
HA2−(ac) + H2O(l) is in equilibrium with H3O+(ac) + A3−(ac)         Ka3

Un exemplo inorgánico dun ácido triprótico é o ácido ortofosfórico (H3PO4), xeralmente chamado simplemente ácido fosfórico. Os tres protóns poden ser perdidos consecutivamente, producindo H2PO
, logo HPO
, e finalmente PO
, o anión ortofosfato, simplemente chamado fosfato. Un exemplo orgánico de ácido triprótico é o ácido cítrico, que pode perder consecutivamente tres protóns para formar finalmente o anión citrato. Aínda que as posicións dos protóns na molécula orixinal poden ser equivalentes, os valores de Ka defiren posto que é enerxeticamente menos favorable perder un protón se a base conxugada está cargada negativamente.

Neutralización[editar | editar a fonte]

Ácido clorhídrico (no vaso de precipitados) reaccionando con vapores de amoníaco para producir cloruro de amonio (fume branco).

A neutralización é a reacción entre un ácido e unha base, producindo unha sal e base neutralizada; por exemplo, o ácido clorhídrico e o hidróxido de sodio forman cloruro de sodio e auga:

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

A neutralización é a base da titulación, onde un indicador de pH mostra o punto de equivalencia cando o número equivalente de moles dunha base foron engadidos a un ácido. Xeralmente asúmese incorrectamente que a neutralización resulta nunha solución con pH 7,0, o que é soamente o caso cando o ácido e a base teñen forza similar durante a reacción e atópanse en concentracións semellantes. A neutralización cunha base máis débil que o ácido resulta nun sal debilmente ácida. Un exemplo é o cloruro de amonio, que é debilmente ácido, producido a partir do ácido forte cloruro de hidróxeno e a base débil amoníaco. Recíprocamente, a neutralización dun ácido débil cunha base forte produce unha sal debilmente básica, por exemplo, o fluoruro de sodio, formado a partir do fluoruro de hidróxeno e o hidróxido de sodio.

Equilibrio ácido débil/base débil[editar | editar a fonte]

Para que se poida perder un protón, é necesario que o pH do sistema suba sobre o valor de pKa do ácido protonado. A diminución na concentración de H na solución básica despraza o equilibrio cara á base conxugada (a forma deprotonada do ácido). En solucións a menor pH (máis ácidas), hai suficiente concentración de H na solución para que o ácido permaneza na súa forma protonada, ou para que se protone a base conxugada.

As solucións de ácidos débiles e sales das súas bases conxugadas forman as solucións tampón.

Dureza de ácidos[editar | editar a fonte]

Artigo principal: Teoría ácido-base duro-brando.

En 1963, Pearson introduciu o concepto de ácidos e bases duros e brandos. Son ácidos duros aqueles catións de pequeno tamaño e alta carga, de baixa polarizabilidade: alcalinos, alcalinotérreos lixeiros, catións de transición de alta carga, como o Ti4+, Cr3+, Fe3+, Co2+, etc.

Son ácidos brandos as especies químicas de gran tamaño, pequena ou nula carga, e alta polarizabilidade: metais máis pesados de carga máis baixa, como Ag+, Cu+, Pt2+, Hg2+, etc.

As especies duras tenden a combinarse entre si. A interacción duro-duro ou brando-brando conduce a especies máis estables. Isto débese a un maior solapamento de orbitais, que orixina un enlace máis forte que nas interaccións duro-brando ou brando-duro. O anterior é útil, de forma aproximada, para predecir o sentido de numerosas reaccións.

Aplicacións dos ácidos[editar | editar a fonte]

Hai numerosos usos dos ácidos. Os ácidos son usados frecuentemente para eliminar ferruxe e outra corrosión dos metais nun proceso coñecido como pickling. Poden ser usados tamén como electrólitos nunha batería, como o ácido sulfúrico nunha batería de automóbil.

Os ácidos fortes, o ácido sulfúrico en particular, son amplamente usados en procesamento de minerais. Por exemplo, os minerais de fosfato reaccionan con ácido sulfúrico producindo ácido fosfórico para a produción de fertilizantes, e o cinc é producido disolvendo óxido de cinc en ácido sulfúrico, purificando a solución e aplicando electrólise.

Na industria química, os ácidos reaccionan nas reaccións de neutralización para producir sales. Por exemplo, o ácido nítrico reacciona co amoníaco para producir nitrato de amonio, un fertilizante. Adicionalmente, os ácidos carboxílicos poden ser esterificados con alcoholes en presenza de ácido sulfúrico, para producir ésteres.

Os ácidos son usados como catalizadores; por exemplo, o ácido sulfúrico é usado en grandes cantidades no proceso de alquilación para producir gasolina. Os ácidos fortes, como o ácido sulfúrico, fosfórico e clorhídrico, tamén teñen efecto en reaccións de deshidratación e condensación. Os ácidos son usados tamén como aditivos en bebidas e alimentos, posto que alteran o seu sabor e serven como preservantes. Por exemplo, o ácido fosfórico é un compoñente das bebidas con cola.

Algúns ácidos[editar | editar a fonte]

Notas[editar | editar a fonte]

  1. "pKa's of Inorganic and Oxo-Acids" (PDF) (en inglés). Consultado o 25 de decembro do 2015. 
  2. 2,0 2,1 "63847_8". 
  3. pKa values for HClOn desde C.E.Housecroft and A.G.Sharpe "Inorganic Chemistry" (Pearson, 2d edn 2005), p.171
  4. http://research.chem.psu.edu/brpgroup/pKa_compilation.pdf

Véxase tamén[editar | editar a fonte]

Commons
Wikimedia Commons ten máis contidos multimedia na categoría: Ácido Modificar a ligazón no Wikidata

Outros artigos[editar | editar a fonte]