Las 7 Características de los Ácidos Más Importantes

Algunas de las características de los ácidos más importantes son sus propiedades físicas, su fortaleza y su capacidad de neutralizar bases, entre otras.

Los ácidos son sustancias químicas con la facultad de donar un ion hidronio (H3O+), o como comúnmente se le dice un protón (H+), en un medio acuoso, o capaz de formar enlaces con iones hidróxido, o cualquier sustancia capaz de aceptar un par de electrones. 

Estructura de un ácido. Características.

Frecuentemente tienen la formula general de H-A donde H es el protón y el “A” es el término genérico asociado con la parte del ácido no protónica.

Originalmente, nuestros conceptos de la acidez vinieron de los antiguos griegos que definieron las sustancias de “sabor amargo” como oxein, que mutó en la palabra latina para el vinagre, acetum, que luego se convirtió a “ácido”. 

Estas sustancias no sólo tenían un sabor amargo sino que también tenían la propiedad de cambiar de color el papel tornasol.

La estructuración teórica de los ácidos comenzó cuando el químico francés Antoine Laurent Lavoisier (1743-1796) volvió su atención a la clasificación de ácidos y bases. Su idea era que todos los ácidos contenían más o menos una “esencia” particular que era responsable de su acidez y no eran únicamente diferentes.

Por desgracia, Lavoisier pensó erróneamente que la sustancia oxein-genic era, como él la llamaba, el átomo de oxígeno. A principios del siglo XIX, el químico inglés Humphry Davy (1778-1829) demostró que el oxígeno no podía ser responsable de la acidez, porque había numerosos ácidos que no contenían oxígeno (LESNEY, 2003).

Fue décadas más tarde que la idea de acidez asociada con la presencia de hidrógeno fue propuesta por Justus von Liebig (1803-1873). La claridad fue llevada al campo cuando, en la década de 1890, Svante August Arrhenius (1859-1927) definió los ácidos como “sustancias que entregan cationes de hidrógeno a la solución” (Encyclopædia Britannica, 1998).

Características principales de los ácidos

1- Propiedades físicas

Los ácidos poseen un sabor, valga la redundancia, ácido y su olor frecuentemente quema las fosas nasales.

Son líquidos con textura pegajosa o aceitosa y tienen la capacidad de cambiar el color del papel tornasol y el naranja de metilo a rojo (Properties of Acids and Bases, S.F.).

2- Capacidad de generar protones

En el año de 1923, El químico danés Johannes Nicolaus Brønsted y el químico inglés Thomas Martin Lowry, introdujeron la teoría de Brønsted y Lowry afirmando que cualquier compuesto que puede transferir un protón a cualquier otro compuesto es un ácido (Encyclopædia Britannica, 1998). Por ejemplo en el caso del ácido clorhídrico:

HCl → H+ + Cl

La teoría de Brønsted y Lowry no explicaban el comportamiento ácido de ciertas sustancias. En 1923 el químico estadounidense Gilbert N. Lewis introduce su teoría, en la cual un ácido es considerado como cualquier compuesto que, en una reacción química, es capaz de unirse a un par de electrones no compartidos en otra molécula (Encyclopædia Britannica, 1998).

De esta manera, iones como el Cu2+, el Fe2+ y el Fe3+ tienen la capacidad de unirse a pares de electrones libres, por ejemplo del agua para producir protones de la manera:

 Cu2+ + 2H2O → Cu(OH)2 + 2H+

3- Fortaleza de un ácido

Los ácidos se clasifican en ácidos fuertes y ácidos débiles. La fortaleza de un ácido se asocia con su constante de equilibrio, de allí que para el caso de los ácidos, dichas constantes se nombran constantes de acidez Ka.

Así, los ácidos fuertes tienen una constante de acidez grande por lo que tienden a disociarse completamente. Ejemplos de estos ácidos son el ácido sulfúrico, el ácido clorhídrico y el ácido nítrico, cuyas constantes de acidez son tan grandes que no se puede medir en agua.

Por otra parte, un ácido débil es aquel cuya constante de disociación es baja por lo que se encuentra en equilibrio químico. Ejemplos de estos ácidos son el ácido acético y el ácido láctico y ácido nitroso cuyas constantes de acidez están al orden de 10-4. En la figura 1 se muestra las distintas constantes de acidez para diferentes ácidos.

Figura 1: constantes de disociación de ácidos.

4- pH menor a 7

La escala de pH mide el nivel de alcalinidad o acidez de una solución. La escala varía de cero a 14. Un pH menor que 7 es ácido. Un pH mayor que 7 es básico. El punto medio 7 representa un pH neutro. Una solución neutra no es ni ácida ni alcalina.

Figura 2: escala de pH.

La escala del pH se obtiene en función de la concentración de H+ en la solución y es inversamente proporcional a esta. Los ácidos, al aumentar la concentración de protones, disminuyen el pH de una solución.

5- Capacidad de neutralizar bases

Arrhenius, en su teoría, propone que los ácidos, al poder generar protones, reaccionan con los hidroxilos de las bases para formar sal y agua de la manera:

HCl + NaOH → NaCl + H2O.

A esta reacción se le llama neutralización y es la base de la técnica analítica llamada titulación (Bruce Mahan, 1990).

6- Capacidad de óxido reducción

Dada su capacidad de producir especies cargadas, los ácidos se usan como medio para la transferencia de electrones en reacciones redox.

Los ácidos también tienen la tendencia a reducirse puesto que poseen la capacidad de aceptar electrones libres. Los ácidos contienen iones H+. Tienden a tomar electrones y formar gas de hidrógeno.

2H+ +2e → H2

Los metales no tienen un estrecho control sobre sus electrones. Los abandonan sin mucha lucha y forman iones metálicos.

Fe → Fe2++2e

Así que cuando se pone un clavo de hierro en un ácido, los iones H + agarran los electrones del hierro. El hierro se convierte en iones solubles de Fe2 +, y el metal sólido desaparece gradualmente. La reacción es:

Fe + 2H+ → Fe2++ H2

Esto se le conoce como corrosión por ácido. Los ácidos no solamente corroen los metales disolviéndolos, también reaccionan con compuestos orgánicos como los que conforman la membrana celular.

Dicha reacción suelen ser exotérmica lo que produce quemaduras graves al contacto con la piel, por lo que este tipo de sustancia debe manejarse con cuidado. La figura 3 es el indicativo de seguridad cuando una sustancia es corrosiva.

Figura 3: señalización de sustancias corrosivas.

7- Catálisis ácida

La aceleración de una reacción química mediante la adición de un ácido se conoce como catálisis ácida. Dicho ácido no se consumen en la reacción.

La reacción catalítica puede ser específica al ácido como en el caso de la descomposición del azúcar sacarosa en glucosa y fructosa en ácido sulfúrico o puede ser general a cualquier ácido.

El mecanismo de las reacciones catalizadas por ácido y base se explica en términos del concepto de ácidos y bases de Brønsted-Lowry como uno en el que hay una transferencia inicial de protones de un catalizador ácido al reactivo (Encyclopædia Britannica, 1998).

Por lo general las reacciones donde está involucrado un electrófilo son catalizadas en medio ácido, ya sea adiciones o sustituciones electrofílicas.

Son ejemplos de catálisis ácida la nitración del benzeno en presencia de ácido sulfúrico (figura 4a), la hidratación del eteno para producir etanol (figura 4b), reacciones de esterificación (figura 4c) e hidrólisis de esteres (figura 4d) (Clark, 2013).

Figura 4: ejemplos de catálisis ácida.

Referencias

  1. Bruce Mahan, R. M. (1990). Química curso universitario cuarta edición. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A.
  2. Clark, J. (2013, Diciembre 20). Examples of Acid Catalysis in Organic Chemistry. Recuperado de chem.libretexts.org.
  3. Encyclopædia Britannica. (1998, Julio 20). Acid–base catalysis. Recuperado de britannica.com.
  4. Encyclopædia Britannica. (1998, Diciembre 21). Arrhenius theory. Recuperado de britannica.com.
  5. Encyclopædia Britannica. (1998, Julio 20). Brønsted–Lowry theory. Recuperado de britannica.com.
  6. Encyclopædia Britannica. (1998, Julio 20). Lewis theory. Recuperado de britannica.com.
  7. LESNEY, M. S. (2003, Marzo). Chemistry Chronicles A Basic History of Acid— From Aristotle to Arnold. Recuperado de pubs.acs.org.
  8. Properties of Acids and Bases. (S.F.). Recuperado de sciencegeek.net.
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