Un ácido es una molécula o ion capaz de donar un protón (es decir, ion hidrógeno, H + ), conocido como ácido de Brønsted-Lowry , o de formar un enlace covalente con un par de electrones , conocido como ácido de Lewis . [1]
La primera categoría de ácidos son los donantes de protones, o ácidos de Brønsted-Lowry . En el caso especial de soluciones acuosas , los donantes de protones forman el ion hidronio H 3 O + y se conocen como ácidos de Arrhenius . Brønsted y Lowry generalizaron la teoría de Arrhenius para incluir disolventes no acuosos . Un ácido de Brønsted o Arrhenius normalmente contiene un átomo de hidrógeno unido a una estructura química que sigue siendo energéticamente favorable después de la pérdida de H + .
Los ácidos acuosos de Arrhenius tienen propiedades características que proporcionan una descripción práctica de un ácido. [2] Los ácidos forman soluciones acuosas con un sabor amargo, pueden tornarse de color rojo tornasol azul y reaccionan con bases y ciertos metales (como el calcio ) para formar sales . La palabra ácido se deriva del latín acidus , que significa "ácido". [3] Una solución acuosa de un ácido tiene un pH inferior a 7 y coloquialmente también se la conoce como "ácido" (como en "disuelto en ácido"), mientras que la definición estricta se refiere sólo al soluto . [1] Un pH más bajo significa una mayor acidez y, por lo tanto, una mayor concentración de iones de hidrógeno positivos en la solución. Se dice que son ácidos los productos químicos o sustancias que tienen la propiedad de un ácido .
Los ácidos acuosos comunes incluyen ácido clorhídrico (una solución de cloruro de hidrógeno que se encuentra en el ácido gástrico en el estómago y activa las enzimas digestivas ), ácido acético (el vinagre es una solución acuosa diluida de este líquido), ácido sulfúrico (usado en baterías de automóviles ), y ácido cítrico (que se encuentra en las frutas cítricas). Como muestran estos ejemplos, los ácidos (en el sentido coloquial) pueden ser soluciones o sustancias puras y pueden derivarse de ácidos (en sentido estricto [1] ) que son sólidos, líquidos o gases. Los ácidos fuertes y algunos ácidos débiles concentrados son corrosivos , pero hay excepciones como los carboranos y el ácido bórico .
La segunda categoría de ácidos son los ácidos de Lewis , que forman un enlace covalente con un par de electrones. Un ejemplo es el trifluoruro de boro (BF 3 ), cuyo átomo de boro tiene un orbital vacante que puede formar un enlace covalente compartiendo un par de electrones solitarios en un átomo de una base, por ejemplo el átomo de nitrógeno en el amoníaco (NH 3 ). Lewis consideró esto como una generalización de la definición de Brønsted, de modo que un ácido es una especie química que acepta pares de electrones, ya sea directamente o liberando protones (H + ) en la solución, que luego acepta pares de electrones. Sin embargo, el cloruro de hidrógeno, el ácido acético y la mayoría de los demás ácidos de Brønsted-Lowry no pueden formar un enlace covalente con un par de electrones y, por tanto, no son ácidos de Lewis. [4] Por el contrario, muchos ácidos de Lewis no son ácidos de Arrhenius o Brønsted-Lowry. En la terminología moderna, un ácido es implícitamente un ácido de Brønsted y no un ácido de Lewis, ya que los químicos casi siempre se refieren explícitamente a un ácido de Lewis como ácido de Lewis . [4]
Las definiciones modernas se ocupan de las reacciones químicas fundamentales comunes a todos los ácidos.
La mayoría de los ácidos que se encuentran en la vida cotidiana son soluciones acuosas o pueden disolverse en agua, por lo que las definiciones de Arrhenius y Brønsted-Lowry son las más relevantes.
La definición de Brønsted-Lowry es la más utilizada; A menos que se especifique lo contrario, se supone que las reacciones ácido-base implican la transferencia de un protón (H + ) de un ácido a una base.
Los iones hidronio son ácidos según las tres definiciones. Aunque los alcoholes y las aminas pueden ser ácidos de Brønsted-Lowry, también pueden funcionar como bases de Lewis debido a los pares solitarios de electrones en sus átomos de oxígeno y nitrógeno.
En 1884, Svante Arrhenius atribuyó las propiedades de la acidez a los iones de hidrógeno (H + ), posteriormente descritos como protones o hidrones . Un ácido de Arrhenius es una sustancia que, cuando se agrega al agua, aumenta la concentración de iones H + en el agua. [4] [5] Los químicos suelen escribir H + ( aq ) y se refieren al ion hidrógeno cuando describen reacciones ácido-base, pero el núcleo de hidrógeno libre, un protón , no existe solo en el agua, existe como ion hidronio (H 3 O + ) u otras formas (H 5 O 2 + , H 9 O 4 + ). Por tanto, un ácido de Arrhenius también puede describirse como una sustancia que aumenta la concentración de iones hidronio cuando se añade al agua. Los ejemplos incluyen sustancias moleculares como el cloruro de hidrógeno y el ácido acético.
Una base de Arrhenius , por otro lado, es una sustancia que aumenta la concentración de iones hidróxido (OH − ) cuando se disuelve en agua. Esto disminuye la concentración de hidronio porque los iones reaccionan para formar moléculas de H 2 O:
Debido a este equilibrio, cualquier aumento en la concentración de hidronio va acompañado de una disminución en la concentración de hidróxido. Así, también se podría decir que un ácido de Arrhenius es aquel que disminuye la concentración de hidróxido, mientras que una base de Arrhenius la aumenta.
En una solución ácida, la concentración de iones hidronio es superior a 10 −7 moles por litro. Dado que el pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio, las soluciones ácidas tienen un pH inferior a 7.
Si bien el concepto de Arrhenius es útil para describir muchas reacciones, también tiene un alcance bastante limitado. En 1923, los químicos Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry reconocieron de forma independiente que las reacciones ácido-base implican 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. [5] La teoría ácido-base de Brønsted-Lowry tiene varias ventajas sobre la teoría de Arrhenius. Considere las siguientes reacciones del ácido acético (CH 3 COOH), el ácido orgánico que le da al vinagre su sabor característico:
Ambas teorías describen fácilmente la primera reacción: CH 3 COOH actúa como un ácido de Arrhenius porque actúa como fuente de H 3 O + cuando se disuelve en agua, y actúa como un ácido de Brønsted al donar un protón al agua. En el segundo ejemplo, el CH 3 COOH sufre la misma transformación, en este caso donando un protón al amoníaco (NH 3 ), pero no se relaciona con la definición de ácido de Arrhenius porque la reacción no produce hidronio. Sin embargo, el CH 3 COOH es a la vez un ácido de Arrhenius y de Brønsted-Lowry.
La teoría de Brønsted-Lowry se puede utilizar para describir reacciones de compuestos moleculares en solución no acuosa o en fase gaseosa. El cloruro de hidrógeno (HCl) y el amoníaco se combinan en varias condiciones diferentes para formar cloruro de amonio , NH 4 Cl. En solución acuosa, el HCl se comporta como ácido clorhídrico y existe como iones hidronio y cloruro. Las siguientes reacciones ilustran las limitaciones de la definición de Arrhenius:
Al igual que con las reacciones del ácido acético, ambas definiciones funcionan para el primer ejemplo, donde el agua es el disolvente y el soluto HCl forma el ion hidronio. Las dos reacciones siguientes no implican la formación de iones, pero siguen siendo reacciones de transferencia de protones. En la segunda reacción, el cloruro de hidrógeno y el amoníaco (disuelto en benceno ) reaccionan para formar cloruro de amonio sólido en un disolvente de benceno y en la tercera reacción gaseosa, HCl y NH3 se combinan para formar el sólido.
Un tercer concepto, sólo marginalmente relacionado, fue propuesto en 1923 por Gilbert N. Lewis , que incluye reacciones con características ácido-base que no implican una transferencia de protones. Un ácido de Lewis es una especie que acepta un par de electrones de otra especie; en otras palabras, es un aceptor de pares de electrones. [5] 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. Muchos ácidos de Lewis no son ácidos de Brønsted-Lowry. Contraste cómo se describen las siguientes reacciones en términos de química ácido-base:
En la primera reacción, un ion fluoruro , F − , cede un par de electrones al trifluoruro de boro para formar el producto tetrafluoroborato . El fluoruro "pierde" un par de electrones de valencia porque los electrones compartidos en el enlace B—F están ubicados en la región del espacio entre los dos núcleos atómicos y, por lo tanto, están más distantes del núcleo de fluoruro que en el ion fluoruro solitario. BF 3 es un ácido de Lewis porque acepta el par de electrones del fluoruro. Esta reacción no puede describirse en términos de la teoría de Brønsted porque no hay transferencia de protones. La segunda reacción se puede describir utilizando cualquiera de las teorías. Se transfiere un protón de un ácido de Brønsted no especificado al amoníaco, una base de Brønsted; alternativamente, el amoníaco actúa como base de Lewis y transfiere un par de electrones solitarios 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 H 3 O + 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, un ácido de Lewis también puede describirse como oxidante o electrófilo . Los ácidos orgánicos de Brønsted, como el ácido acético, cítrico u oxálico, no son ácidos de Lewis. [4] Se disocian en agua para producir un ácido de Lewis, H + , pero al mismo tiempo también producen una cantidad igual de una base de Lewis (acetato, citrato u oxalato, respectivamente, para los ácidos mencionados). Este artículo trata principalmente de los ácidos de Brønsted más que de los ácidos de Lewis.
Las reacciones de los ácidos a menudo se generalizan en la forma HA ⇌ H + + A − , donde HA representa el ácido y A − es la base conjugada . Esta reacción se conoce como protólisis . La forma protonada (HA) de un ácido también se denomina a veces ácido libre . [6]
Los pares de conjugados ácido-base se diferencian en un protón y pueden interconvertirse mediante la adición o eliminación de un protón ( protonación y desprotonación , respectivamente). El ácido puede ser la especie cargada y la base conjugada puede ser neutra, en cuyo caso el esquema de reacción generalizado podría escribirse 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 de equilibrio de las moléculas o los iones en solución. Los paréntesis indican la concentración, de modo que [H 2 O] significa la concentración de H 2 O . La constante de disociación ácida K a se utiliza generalmente en el contexto de reacciones ácido-base. El valor numérico de K a es igual al producto (multiplicación) de las concentraciones de los productos dividido por la concentración de los reactivos, donde el reactivo es el ácido (HA) y los productos son la base conjugada y H + .
El más fuerte de dos ácidos tendrá un K a mayor que el ácido más débil; la proporción de iones de hidrógeno a ácido será mayor para el ácido más fuerte, ya que el ácido más fuerte tiene una mayor tendencia a perder su protón. Debido a que el rango de valores posibles para K a abarca muchos órdenes de magnitud, se utiliza con mayor frecuencia una constante más manejable, p K a , donde p K a = −log 10 K a . Los ácidos más fuertes tienen un p K a menor que los ácidos más débiles. Los p K a determinados experimentalmente a 25 °C en solución acuosa se citan a menudo en libros de texto y material de referencia.
Los ácidos de Arrhenius se nombran según sus aniones . En el sistema de denominación clásico, el sufijo iónico se elimina y se reemplaza con un nuevo sufijo, según la siguiente tabla. El prefijo "hidro-" se utiliza cuando el ácido está formado únicamente por hidrógeno y otro elemento. Por ejemplo, el HCl tiene cloruro como anión, por lo que se utiliza el prefijo hidro-, y el sufijo -ido hace que el nombre tome la forma ácido clorhídrico .
Sistema de denominación clásico:
En el sistema de denominación de la IUPAC , simplemente se añade "acuoso" al nombre del compuesto iónico. Por tanto, para el cloruro de hidrógeno, como solución ácida, el nombre IUPAC es cloruro de hidrógeno acuoso.
La fuerza de un ácido se refiere a su capacidad o tendencia a perder un protón. Un ácido fuerte es aquel 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 la base conjugada, A − , y nada del ácido HA protonado. Por el contrario, un ácido débil se disocia sólo parcialmente y en equilibrio tanto el ácido como la base conjugada están en solución. Ejemplos de ácidos fuertes son el ácido clorhídrico (HCl), el ácido yodhídrico (HI), el ácido bromhídrico (HBr), el ácido perclórico (HClO 4 ), el ácido nítrico (HNO 3 ) y el ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ). En agua, cada uno de estos esencialmente se ioniza al 100%. Cuanto más fuerte es un ácido, más fácilmente pierde un protón, H + . Dos factores clave que contribuyen a la facilidad de la desprotonación son la polaridad del enlace H—A y el tamaño del átomo A, que determina la fuerza del enlace H—A. Las fuerzas ácidas también se analizan a menudo en términos de la estabilidad de la base conjugada.
Los ácidos más fuertes tienen una constante de disociación ácida mayor , Ka y una p K a menor que los ácidos más débiles.
Los ácidos sulfónicos , que son oxiácidos orgánicos, son una clase de ácidos fuertes. Un ejemplo común es el ácido toluenosulfónico (ácido tosílico). A diferencia del propio ácido sulfúrico, los ácidos sulfónicos pueden ser sólidos. De hecho, el poliestireno funcionalizado en poliestireno sulfonato es un plástico sólido fuertemente ácido que es filtrable.
Los superácidos son ácidos más fuertes que el ácido 100% sulfúrico. Ejemplos de superácidos son el ácido fluoroantimónico , el ácido mágico y el ácido perclórico . Los superácidos pueden protonar permanentemente el agua para producir "sales" de hidronio iónicas y cristalinas . También pueden estabilizar cuantitativamente los carbocationes .
Mientras que K a mide la fuerza de un compuesto ácido, la fuerza de una solución ácida acuosa se mide por el pH, que es una indicación de la concentración de hidronio en la solución. El pH de una solución simple de un compuesto ácido en agua se determina mediante la dilución del compuesto y el K a del compuesto .
Los ácidos de Lewis se han clasificado en el modelo ECW y se ha demostrado que no existe un orden único de fuerzas ácidas. [7] La fuerza aceptora relativa de los ácidos de Lewis hacia una serie de bases, frente a otros ácidos de Lewis, se puede ilustrar mediante gráficos CB . [8] [9] Se ha demostrado que para definir el orden de la fuerza del ácido de Lewis se deben considerar al menos dos propiedades. Para la teoría cualitativa HSAB de Pearson, las dos propiedades son dureza y resistencia, mientras que para el modelo ECW cuantitativo de Drago las dos propiedades son electrostáticas y covalentes.
Los ácidos monopróticos, también conocidos como ácidos monobásicos, son aquellos ácidos que son capaces de donar un protón por molécula durante el proceso de disociación (a veces llamado ionización) como se muestra a continuación (simbolizado por HA):
Ejemplos comunes de ácidos monopróticos en ácidos minerales incluyen el ácido clorhídrico (HCl) y el ácido nítrico (HNO 3 ). Por otro lado, para los ácidos orgánicos el término indica principalmente la presencia de un grupo ácido carboxílico y, en ocasiones, estos ácidos se conocen como ácido monocarboxílico. Los ejemplos de ácidos orgánicos incluyen el ácido fórmico (HCOOH), el ácido acético (CH 3 COOH) y el ácido benzoico (C 6 H 5 COOH).
Los ácidos polipróticos, también conocidos como ácidos polibásicos, son capaces de donar más de un protón por molécula de ácido, a diferencia de los ácidos monopróticos que sólo donan un protón por molécula. Los tipos específicos de ácidos polipróticos tienen nombres más específicos, como ácido diprótico (o dibásico) (dos protones potenciales para donar) y ácido triprótico (o tribásico) (tres protones potenciales para donar). Algunas macromoléculas, como las proteínas y los ácidos nucleicos, pueden tener una gran cantidad de protones ácidos. [10]
Un ácido diprótico (aquí simbolizado por H 2 A) puede sufrir una o dos disociaciones dependiendo del pH. Cada disociación tiene su propia constante de disociación, K a1 y K a2 .
La primera constante de disociación suele ser mayor que la segunda (es decir , Ka1 > Ka2 ) . Por ejemplo, el ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) puede donar un protón para formar el anión bisulfato (HSO−
4), para el cual K a1 es muy grande; luego puede donar un segundo protón para formar el anión sulfato (SO2-4
_), donde Ka2 es una resistencia intermedia. El gran K a1 para la primera disociación convierte al ácido sulfúrico en un ácido fuerte. De manera similar, el ácido carbónico débil e inestable (H 2 CO 3 ) puede perder un protón para formar el anión bicarbonato (HCO−
3) y perder un segundo para formar anión carbonato (CO2-3
_). Ambos valores de K a son pequeños, pero K a1 > K a2 .
Un ácido triprótico (H 3 A) puede sufrir una, dos o tres disociaciones y tiene tres constantes de disociación, donde K a1 > Ka2 > K a3 .
Un ejemplo inorgánico de ácido triprótico es el ácido ortofosfórico (H 3 PO 4 ), generalmente llamado simplemente ácido fosfórico . Los tres protones se pueden perder sucesivamente para producir H 2 PO−
4, entonces HPO2-4
_y finalmente PO3-4
_, el ion ortofosfato, normalmente llamado simplemente fosfato . Aunque las posiciones de los tres protones en la molécula de ácido fosfórico original son equivalentes, los valores sucesivos de K a difieren ya que es energéticamente menos favorable perder un protón si la base conjugada tiene una carga más negativa. Un ejemplo orgánico de ácido triprótico es el ácido cítrico , que puede perder sucesivamente tres protones para finalmente formar el ion citrato .
Aunque la pérdida posterior de cada ion hidrógeno es menos favorable, todas las bases conjugadas están presentes en solución. Se puede calcular la concentración fraccionaria, α (alfa), para cada especie. Por ejemplo, un ácido diprótico genérico generará 3 especies en solución: H 2 A, HA − y A 2− . Las concentraciones fraccionarias se pueden calcular de la siguiente manera cuando se da el pH (que se puede convertir a [H + ]) o las concentraciones del ácido con todas sus bases conjugadas:
Un gráfico de estas concentraciones fraccionarias frente al pH, para K 1 y K 2 dados , se conoce como gráfico de Bjerrum . Se observa un patrón en las ecuaciones anteriores y se puede expandir al ácido n -prótico general que ha sido desprotonado i -veces:
donde K 0 = 1 y los otros términos K son las constantes de disociación del ácido.
La neutralización es la reacción entre un ácido y una base, produciendo una sal y una base neutralizada; por ejemplo, el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio forman cloruro de sodio y agua:
La neutralización es la base de la titulación , donde un indicador de pH muestra el punto de equivalencia cuando se ha agregado el número equivalente de moles de una base a un ácido. A menudo se supone erróneamente que la neutralización debería dar como resultado una solución con un pH de 7,0, lo que sólo ocurre con fuerzas ácidas y básicas similares durante una reacción.
La neutralización con una base más débil que el ácido da como resultado una sal débilmente ácida. Un ejemplo es el cloruro de amonio débilmente ácido , que se produce a partir del ácido fuerte cloruro de hidrógeno y la base débil amoníaco . Por el contrario, al neutralizar un ácido débil con una base fuerte se obtiene una sal débilmente básica (p. ej., fluoruro de sodio a partir de fluoruro de hidrógeno e hidróxido de sodio ).
Para que un ácido protonado pierda un protón, el pH del sistema debe elevarse por encima del p K a del ácido. La disminución de la concentración de H + en esa solución básica desplaza el equilibrio hacia la forma de base conjugada (la forma desprotonada del ácido). En soluciones de pH más bajo (más ácidas), hay una concentración de H + lo suficientemente alta en la solución como para hacer que el ácido permanezca en su forma protonada.
Las soluciones de ácidos débiles y las sales de sus bases conjugadas forman soluciones tampón .
Para determinar la concentración de un ácido en una solución acuosa, comúnmente se realiza una titulación ácido-base. Se agrega una solución de base fuerte con una concentración conocida, generalmente NaOH o KOH, para neutralizar la solución ácida de acuerdo con el cambio de color del indicador con la cantidad de base agregada. [11] La curva de titulación de un ácido titulado por una base tiene dos ejes, con el volumen de la base en el eje x y el valor de pH de la solución en el eje y. El pH de la solución siempre aumenta a medida que se agrega la base a la solución.
Para cada curva de titulación de ácido diprótico, de izquierda a derecha, hay dos puntos medios, dos puntos de equivalencia y dos regiones tampón. [13]
Debido a los sucesivos procesos de disociación, existen dos puntos de equivalencia en la curva de titulación de un ácido diprótico. [14] El primer punto de equivalencia se produce cuando se titulan todos los primeros iones de hidrógeno de la primera ionización. [15] En otras palabras, la cantidad de OH − agregada es igual a la cantidad original de H 2 A en el primer punto de equivalencia. El segundo punto de equivalencia ocurre cuando se titulan todos los iones de hidrógeno. Por lo tanto, la cantidad de OH − agregada es igual al doble de la cantidad de H 2 A en este momento. Para un ácido diprótico débil titulado con una base fuerte, el segundo punto de equivalencia debe ocurrir a un pH superior a 7 debido a la hidrólisis de las sales resultantes en la solución. [15] En cualquier punto de equivalencia, agregar una gota de base provocará el aumento más pronunciado del valor del pH en el sistema.
Una curva de valoración para un ácido diprótico contiene dos puntos medios donde pH=pK a . Dado que hay dos valores de K a diferentes , el primer punto medio ocurre en pH=pK a1 y el segundo ocurre en pH=pK a2 . [16] Cada segmento de la curva que contiene un punto medio en su centro se llama región de amortiguamiento. Debido a que las regiones tampón consisten en el ácido y su base conjugada, puede resistir los cambios de pH cuando se agrega una base hasta los siguientes puntos equivalentes. [5]
Los ácidos son reactivos fundamentales en el tratamiento de casi todos los procesos de la industria moderna. El ácido sulfúrico, un ácido diprótico, es el ácido más utilizado en la industria y también es el químico industrial más producido en el mundo. Se utiliza principalmente en la producción de fertilizantes, detergentes, baterías y tintes, así como en el procesamiento de muchos productos, como la eliminación de impurezas. [17] Según los datos estadísticos de 2011, la producción anual de ácido sulfúrico fue de alrededor de 200 millones de toneladas en el mundo. [18] Por ejemplo, los minerales de fosfato reaccionan con el ácido sulfúrico para producir ácido fosfórico para la producción de fertilizantes de fosfato, y el zinc se produce disolviendo óxido de zinc en ácido sulfúrico, purificando la solución y electroobtención.
En la industria química, los ácidos reaccionan en reacciones de neutralización para producir sales. Por ejemplo, el ácido nítrico reacciona con el amoníaco para producir nitrato de amonio , un fertilizante. Además, los ácidos carboxílicos se pueden esterificar con alcoholes para producir ésteres .
Los ácidos se utilizan a menudo para eliminar el óxido y otros tipos de corrosión de los metales en un proceso conocido como decapado . Pueden usarse como electrolito en una batería de celda húmeda , como el ácido sulfúrico en una batería de automóvil .
El ácido tartárico es un componente importante de algunos alimentos de uso común, como los mangos verdes y el tamarindo. Las frutas y verduras naturales también contienen ácidos. El ácido cítrico está presente en las naranjas, el limón y otras frutas cítricas. El ácido oxálico está presente en los tomates, las espinacas y especialmente en la carambola y el ruibarbo ; Las hojas de ruibarbo y las carambolas verdes son tóxicas debido a las altas concentraciones de ácido oxálico. El ácido ascórbico (vitamina C) es una vitamina esencial para el cuerpo humano y está presente en alimentos como amla ( grosella espinosa india ), limón, cítricos y guayaba.
Muchos ácidos se pueden encontrar en diversos tipos de alimentos como aditivos, ya que alteran su sabor y sirven como conservantes. El ácido fosfórico , por ejemplo, es un componente de las bebidas de cola . El ácido acético se utiliza en el día a día en forma de vinagre. El ácido cítrico se utiliza como conservante en salsas y encurtidos.
El ácido carbónico es uno de los aditivos ácidos más comunes que se agregan ampliamente en los refrescos . Durante el proceso de fabricación, generalmente se presuriza el CO 2 para que se disuelva en estas bebidas y genere ácido carbónico. El ácido carbónico es muy inestable y tiende a descomponerse en agua y CO 2 a temperatura y presión ambiente. Por lo tanto, cuando se abren botellas o latas de este tipo de refrescos, los refrescos burbujean y efervescen a medida que salen burbujas de CO 2 . [19]
Ciertos ácidos se utilizan como fármacos. El ácido acetilsalicílico (aspirina) se utiliza como analgésico y para bajar la fiebre.
Los ácidos juegan papeles importantes en el cuerpo humano. El ácido clorhídrico presente en el estómago ayuda a la digestión al descomponer moléculas de alimentos grandes y complejas. Los aminoácidos son necesarios para la síntesis de proteínas necesarias para el crecimiento y la reparación de los tejidos corporales. Los ácidos grasos también son necesarios para el crecimiento y reparación de los tejidos corporales. Los ácidos nucleicos son esenciales para la producción de ADN y ARN y para la transmisión de rasgos a la descendencia a través de genes. El ácido carbónico es importante para el mantenimiento del equilibrio del pH en el cuerpo.
El cuerpo humano contiene una variedad de compuestos orgánicos e inorgánicos, entre los cuales los ácidos dicarboxílicos desempeñan un papel esencial en muchos comportamientos biológicos. Muchos de esos ácidos son aminoácidos , que sirven principalmente como materiales para la síntesis de proteínas. [20] Otros ácidos débiles sirven como amortiguadores con sus bases conjugadas para evitar que el pH del cuerpo sufra cambios a gran escala que serían perjudiciales para las células. [21] El resto de los ácidos dicarboxílicos también participan en la síntesis de diversos compuestos biológicamente importantes en el cuerpo humano.
Los ácidos se utilizan como catalizadores en química industrial y orgánica; por ejemplo, el ácido sulfúrico se utiliza en cantidades muy grandes en el proceso de alquilación para producir gasolina. Algunos ácidos, como los ácidos sulfúrico, fosfórico y clorhídrico, también provocan reacciones de deshidratación y condensación . En bioquímica, muchas enzimas emplean catálisis ácida. [22]
Muchas moléculas biológicamente importantes son ácidos. Los ácidos nucleicos , que contienen grupos fosfato ácidos , incluyen el ADN y el ARN . Los ácidos nucleicos contienen el código genético que determina muchas de las características de un organismo y se transmite de padres a hijos. El ADN contiene el modelo químico para la síntesis de proteínas , que están formadas por subunidades de aminoácidos . Las membranas celulares contienen ésteres de ácidos grasos como los fosfolípidos .
Un α-aminoácido tiene un carbono central (el carbono α o alfa ) que está unido covalentemente a un grupo carboxilo (así son ácidos carboxílicos ), un grupo amino , un átomo de hidrógeno y un grupo variable. El grupo variable, también llamado grupo R o cadena lateral, determina la identidad y muchas de las propiedades de un aminoácido específico. En la glicina , el aminoácido más simple, el grupo R es un átomo de hidrógeno, pero en todos los demás aminoácidos contiene uno o más átomos de carbono unidos a hidrógenos, y puede contener otros elementos como azufre, oxígeno o nitrógeno. Con la excepción de la glicina, los aminoácidos naturales son quirales y casi invariablemente se presentan en la configuración L. El peptidoglicano , que se encuentra en algunas paredes celulares bacterianas , contiene algunos D -aminoácidos. A un pH fisiológico, típicamente alrededor de 7, los aminoácidos libres existen en una forma cargada, donde el grupo carboxilo ácido (-COOH) pierde un protón (-COO − ) y el grupo amino básico (-NH 2 ) gana un protón (-NH+
3). Toda la molécula tiene carga neta neutra y es un zwitterión , a excepción de los aminoácidos con cadenas laterales básicas o ácidas. El ácido aspártico , por ejemplo, posee una amina protonada y dos grupos carboxilo desprotonados, para una carga neta de -1 a pH fisiológico.
Los ácidos grasos y sus derivados son otro grupo de ácidos carboxílicos que desempeñan un papel importante en la biología. Contienen largas cadenas de hidrocarburos y un grupo de ácido carboxílico en un extremo. La membrana celular de casi todos los organismos está formada principalmente por una bicapa de fosfolípidos , una micela de ésteres de ácidos grasos hidrófobos con grupos "cabezales" de fosfato polares e hidrófilos . Las membranas contienen componentes adicionales, algunos de los cuales pueden participar en reacciones ácido-base.
En humanos y muchos otros animales, el ácido clorhídrico es parte del ácido gástrico secretado dentro del estómago para ayudar a hidrolizar proteínas y polisacáridos , además de convertir la proenzima inactiva, el pepsinógeno , en la enzima pepsina . Algunos organismos producen ácidos para defenderse; por ejemplo, las hormigas producen ácido fórmico .
El equilibrio ácido-base juega un papel fundamental en la regulación de la respiración de los mamíferos . El oxígeno gaseoso (O 2 ) impulsa la respiración celular , el proceso mediante el cual los animales liberan la energía potencial química almacenada en los alimentos, produciendo dióxido de carbono (CO 2 ) como subproducto. El oxígeno y el dióxido de carbono se intercambian en los pulmones y el cuerpo responde a las demandas cambiantes de energía ajustando la tasa de ventilación . Por ejemplo, durante los períodos de esfuerzo, el cuerpo descompone rápidamente los carbohidratos y las grasas almacenados, liberando CO 2 al torrente sanguíneo. En soluciones acuosas como la sangre, el CO 2 existe en equilibrio con el ácido carbónico y el ion bicarbonato .
Es la disminución del pH lo que le indica al cerebro que respire más rápido y más profundamente, expulsando el exceso de CO 2 y reabasteciendo las células con O 2 .
Las membranas celulares son generalmente impermeables a moléculas polares cargadas o grandes debido a las cadenas de acilo graso lipofílicas que componen su interior. Muchas moléculas biológicamente importantes, incluidos varios agentes farmacéuticos, son ácidos orgánicos débiles que pueden cruzar la membrana en su forma protonada y sin carga, pero no en su forma cargada (es decir, como base conjugada). Por esta razón, la actividad de muchos fármacos puede potenciarse o inhibirse mediante el uso de antiácidos o alimentos ácidos. La forma cargada, sin embargo, suele ser más soluble en sangre y citosol , ambos ambientes acuosos. Cuando el ambiente extracelular es más ácido que el pH neutro dentro de la célula, ciertos ácidos existirán en su forma neutra y serán solubles en la membrana, lo que les permitirá cruzar la bicapa de fosfolípidos. Los ácidos que pierden un protón en el pH intracelular existirán en su forma soluble y cargada y, por lo tanto, podrán difundirse a través del citosol hasta su objetivo. El ibuprofeno , la aspirina y la penicilina son ejemplos de fármacos que son ácidos débiles.
Un ácido sulfónico tiene la fórmula general RS(=O) 2 –OH, donde R es un radical orgánico.
Un ácido carboxílico tiene la fórmula general RC(O)OH, donde R es un radical orgánico. El grupo carboxilo -C(O)OH contiene un grupo carbonilo , C=O, y un grupo hidroxilo , OH.
La halogenación en la posición alfa aumenta la fuerza del ácido, de modo que los siguientes ácidos son todos más fuertes que el ácido acético.
Los ácidos carboxílicos normales son la unión directa de un grupo carbonilo y un grupo hidroxilo. En los ácidos carboxílicos vinílogos , un doble enlace carbono-carbono separa los grupos carbonilo e hidroxilo.
![{\displaystyle K_{a}={\frac {{\ce {[H+] [A^{-}]}}}{{\ce {[HA]}}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/5ad1f54a70a45ea863263baa691826f3ee6cfb58)
![{\displaystyle {\begin{aligned}\alpha _{{\ce {H2A}}}&={\frac {{\ce {[H+]^2}}}{{\ce {[H+]^2} }+[{\ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={\frac {{\ce {[H2A]}}}{{\ce {{[H2A] }}}+[HA^{-}]+[A^{2-}]}}\\\alpha _{{\ce {HA^-}}}&={\frac {[{\ce {H+ }}]K_{1}}{{\ce {[H+]^2}}+[{\ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={\frac { {\ce {[HA^-]}}}{{\ce {[H2A]}}+{[HA^{-}]}+{[A^{2-}]}}}\\\alpha _ {{\ce {A^{2-}}}}&={\frac {K_{1}K_{2}}{{\ce {[H+]^2}}+[{\ce {H+}} ]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={\frac {{\ce {[A^{2-}]}}}{{\ce {{[H2A]}}}+{ [HA^{-}]}+{[A^{2-}]}}}\end{aligned}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8e09f46996e12e5d2c821158e6bc6f70f54edbe7)
![{\displaystyle \alpha _{{\ce {H}}_{ni}A^{i-}}={{[{\ce {H+}}]^{ni}\displaystyle \prod _{j=0 }^{i}K_{j}} \over {\displaystyle \sum _{i=0}^{n}{\Big [}[{\ce {H+}}]^{ni}\displaystyle \prod _ {j=0}^{i}K_{j}}{\Grande ]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/5a82c39009cacb7d891f1f06a46a6558c3c91e76)