Mapa Conceptual de Ácido

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Inhibidores de las alteraciones Químicas y Biológicas (conservantes, antioxidantes y agentes quelantes)

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1003 ELABORADO POR Miguel Ángel Céspedes Hernández de Grado 1003

ÀCIDOS

Aplicaciones 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 electrolitos 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.

Dureza de ácidos

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.

Equilibrio ácido débil/base débil

Para que se pueda perder un protón, es necesario que el pH del sistema suba sobre el valor de pKa 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.

Neutralización

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.

Características químicas

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) está en equilibrio con H3O+(ac) + A−(ac) Ka 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, Ka1 y Ka2. H2A(ac) + H2O(l) está en equilibrio con H3O+(ac) + HA−(ac) Ka1 HA−(ac) + H2O(l) está en equilibrio con H3O+(ac) + A2−(ac) Ka2

Radio atómico y fuerza del enlace

Otro factor que contribuye a la habilidad de un ácido para perder un protón es la fuerza de enlace entre el hidrógeno ácido y el anión de la molécula Esto, a su vez, es dependiente del tamaño de los átomos que comparten el enlace. Para un ácido HA, a la vez que aumenta el tamaño del átomo A, la fuerza del enlace disminuye, significando esto que es más fácil de ser roto, y la fuerza del ácido aumenta. La fuerza del enlace es una medida de cuánta energía es necesaria para romper un enlace. En otras palabras, requiere menos energía romper el enlace cuando el átomo A se hace más grande, y el protón es más fácilmente removible por una base. Esto explica parcialmente por qué el ácido fluorhídrico es considerado un ácido débil, mientras que los demás ácidos de halógeno (HCl, HBr, HI) son ácidos fuertes. Aunque el flúor es más electronegativo que los otros halógenos, su radio atómico es también mucho menor, por lo que comparte un enlace fuerte con el hidrógeno. Al moverse hacia abajo en una columna en la tabla periódica, los átomos se hacen menos electronegativos, pero también significativamente más grandes, y el tamaño del átomo tiende a dominar la acidez en el enlace con el hidrógeno. El sulfuro de hidrógeno, H2S, es un ácido más fuerte que el agua, incluso aunque el oxígeno es más electronegativo que el azufre. Esto es debido a que el azufre es más grande que el oxígeno, y el enlace hidrógeno-azufre es más fácilmente rompible que el enlace hidrógeno-oxígeno.

Polaridad y el efecto inductivo

La polaridad se refiere a la distribución de electrones en un enlace químico, la región de espacio entre dos núcleos atómicos donde se comparte un par de electrones. Cuando los dos átomos tienen aproximadamente la misma electronegatividad los electrones son compartidos aproximadamente por igual y pasan el mismo tiempo en cualquier extremo del enlace. Cuando hay una diferencia significativa en electronegatividades de los dos átomos enlazados, los electrones pasan más tiempo cerca al núcleo del elemento más electronegativo, y se forma un dipolo eléctrico, o separación de cargas, tal que hay una carga parcial negativa localizada en el elemento electronegativo, y una carga parcial positiva en el elemento electropositivo.

El hidrógeno es un elemento electropositivo y acumula una carga ligeramente positiva cuando está unido a un elemento electronegativo como el oxígeno o el bromo. Al decrecer la densidad electrónica en el átomo de hidrógeno, se hace más fácil que sea abstraído en forma de protón, en otras palabras, es más ácido. Al moverse de izquierda a derecha a lo largo de una fila en la tabla periódica, los elementos tienden a hacerse más electronegativos, y la fuerza del ácido binario formado por el elemento aumenta coherentemente en: Fórmula Nombre pKa7 HF ácido fluorhídrico 3.17 H2O agua 15.7 NH3 amoníaco 38 CH4 metano 48

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 solo 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+.

Nomenclatura

En el sistema de nomenclatura clásico, los ácidos 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. 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.

• 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.

• 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. Fórmula Nomenclatura sistemática Nomenclatura sistemática Nomenclatura funcional tradicional H2Cr2O7 Heptaoxodicromato(VI)de hidrógeno Ácido heptaoxodicrómico(VI) Ácido dicrómico H3PO4 Tetraoxofosfato(V)de hidrógeno Ácido tetraoxofosfórico(V) Ácido ortofosfórico

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.5 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.

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.4 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.

Ácidos de Brønsted-Lowry

Aunque el concepto de Arrhenius es muy útil para describir muchas reacciones, también está un poco limitado en su alcance. 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 es una especie que dona un protón a una base de Brønsted-Lowry. 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:

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.2 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)3

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.

QUE SON

Un ácido es una sustancia que, en disolución, incrementa la concentración de iones de hidrógeno. En combinación con las bases, un ácido permite formar sales. Por otra parte, la noción de ácido (que proviene del latín acĭdus) se refiere a aquello con sabor de agraz o de vinagre.