Àcit

Archiu:AceticAcid012.jpg

Recipient que conté àcit acètic en estat sòlit

Un àcit (del llatí acidus, que significa agre) és qualsevol compost químic que, quan es dissol en aigua, produïx una solució en una activitat de catión hidronio major que l'aigua pura, açò és, un pH menor que 7. Açò s'aproxima a la definició moderna de Johannes Nicolaus Brønsted i Thomas Martin Lowry, els qui varen definir independentment un àcit com un compost que dona un catión hidrogen (H⁺) a un atre compost (denominat base). Alguns eixemples comuns són el àcit acètic (en el vinagre), el àcit clorhídric (en el salfumán i els sucs gàstrics), el àcit acetilsalicílico (en la aspirina), o el àcit sulfúric (usat en bateries d'automòvil).

Els sistemes àcit/base es diferencien de les reaccions rédox en que, en estes últimes hi ha un canvi en el estat d'oxidació. Els àcit poden existir en forma de sòlits, líquits o gasos, depenent de la temperatura i també poden existir com a substàncies pures o en solució.

Definicions i conceptes

Archiu:Blue and Red litmus papers in acid solution.jpg

L'efecte de la solució àcida en els papers de tornasol rojos i blaus (els papers es tornen rojos).

Artícul principal → Reacció àcit-base.

Propietats dels àcit

• Tenen sabor agre com en el cas del àcit cítric en la taronja i el llima.
• Canvien el color del paper tornasol blau a rosa, el anaranjado de metilo a roig i deixa incolora a la fenolftaleína.
• Són corroents.
• Produïxen cremades en la pell.
• Són bons conductors de l'electricitat en dissolució acuosas.
• Reaccionen en metals actius formant sal i hidrogen.
• Reaccionen en bases per a formar sal més aigua.
• Reaccionen en òxits metàlics per a formar sal més aigua.

Àcit de Arrhenius

Artícul principal → Teoria àcit-base de Arrhenius.

El químic suec Svante Arrhenius va ser el primer en atribuir, en 1884, les propietats d'acidea al hidrogen present en la molècula d'estes substàncies. Un àcit de Arrhenius és una substància que aumenta la concentració de catión hidronio, H₃O⁺, quan es dissol en aigua. Esta definició partix del equilibri de dissociació de l'aigua en hidronio i hidròxit:

$\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}(\mathrm{a}\mathrm{q})$

En aigua pura, la majoria de molècules existixen com a H₂O, pero un número menut de molècules estan constantment disociándose i reasociándose. L'aigua pura és neutra sobre l'acidea o basicidad, degut a que la concentració de ions hidròxit és sempre igual a la concentració de ions hidronio. Una base de Arrhenius és una molècula que aumenta la concentració del ion hidròxit quan està dissolta en aigua. En química s'escriu en freqüència H⁺(ac) significant ion hidrogen o protón en descriure reaccions àcit-base, pero no hi ha evidència suficient de que existixca en dissolució acuosa el núcleu d'hidrogen lliure; sí que està provada l'existència del ion hidronio, H₃O⁺ i inclús d'espècies de major nuclearidad.

Els composts que no tenen hidrogen disociable en la seua estructura no són considerats àcit de Arrhenius. Tampoc són bases de Arrhenius els composts que no tenen en la seua estructura un OH que no puga disociarse de la molècula quan sesta es dissol en aigua.

Àcit de Brønsted-Lowry

Artícul principal → Teoria àcit-base de Brønsted-Lowry.

Encara que el concepte de Arrhenius és molt útil per a descriure moltes reaccions, també està una miqueta llimitat en el seu alcanç, puix solament se circumscriu a les dissolució acuosas. En 1923, els químics Johannes Nicolaus Brønsted i Thomas Martin Lowry varen reconéixer independentment que les reaccions àcit-base involucren la transferència d'un protón. Un àcit de Brønsted-Lowry (o simplement àcit de Brønsted) és una espècie que dona un protón a una base de Brønsted-Lowry, sense necessitat de que abdós es troben en dissolució acuosa. La teoria àcit-base de Brønsted-Lowry té vàries ventages sobre la teoria de Arrhenius. Considere les següents reaccions del àcit acètic (CH₃COOH), el àcit orgànic que li dona al vinagre el seu sabor característic:

Archiu:Acid-base.png

Abdós teories descriuen fàcilment la primera reacció: el CH₃COOH actua com un àcit de Arrhenius perque actua com a font d'H₃O⁺ quan està dissolt en aigua, i actua com un àcit de Brønsted al donar un protón a l'aigua. En el segon eixemple, el CH₃COOH sofrix la mateixa transformació, donando un protón a l'amoníac (NH₃), pero no pot ser descrit usant la definició de Arrhenius d'un àcit, perque la reacció no produïx cationes hidronio. La teoria de Brønsted-Lowry també pot ser usada per a descriure composts moleculars, mentres que els àcit de Arrhenius deuen ser composts iònics. El clorur d'hidrogen (HCl) i amoníac es combinen baix vàries condicions diferents per a formar clorur d'amoni, NH₄Cl. En solució acuosa, el HCl es comporta com àcit clorhídric i existix com cationes hidronio i aniones clorur. Les següents reaccions ilustren les llimitacions de la definició de Arrhenius:

$\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{q})$

$\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}(\mathrm{b}\mathrm{e}\mathrm{n}\mathrm{c}\mathrm{e}\mathrm{n}\mathrm{o})+\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3(\mathrm{b}\mathrm{e}\mathrm{n}\mathrm{c}\mathrm{e}\mathrm{n}\mathrm{o})\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_4\mathrm{C}\mathrm{l}(\mathrm{s})$

$\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}(\mathrm{g})+\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3(\mathrm{g})\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_4\mathrm{C}\mathrm{l}(\mathrm{s})$

Com en les reaccions de l'àcit acètic, abdós definicions treballen per al primer eixemple, a on l'aigua és el solvent i es forma ion hidronio. Les següents dos reaccions no involucren la formació de ions, pero poden ser vistes com a reaccions de transferència de protones. En la segona reacció, el clorur d'hidrogen i l'amoníac reaccionen per a formar clorur d'amoni sòlit en un solvent benceno, i en la tercera, HCl gaseós i NH₃ es combinen per a formar el sòlit.

Àcit de Lewis

Artícul principal → Teoria àcit-base de Lewis.

Un tercer concepte va ser propost pel físicoquímico Gilbert N. Lewis en 1923, el qual inclou reaccions en característiques àcit-base que no involucren una transferència de protón. Un àcit de Lewis és una espècie que accepta un parell d'electrons d'una atra espècie; en atres paraules, és un acceptor de parell d'electrons. Les reaccions àcit-base de Brønsted són reaccions de transferència de protones, mentres que les reaccions àcit-base de Lewis són transferències de parells d'electrons. Tots els àcits de Brønsted són també àcits de Lewis, pero no tots els àcit de Lewis són àcits de Brønsted. Les següents reaccions podrien ser descrites en térmens de química àcit-base.

Archiu:LewisAcid.png

En la primera reacció, un anión fluorur, F^-, cedix un parell electrònic al trifluoruro de bor per a formar el producte tetrafluoroborato. El fluorur "pert" un parell d'electrons de valència degut a que els electrons compartits en l'enllaç B-F estan ubicats en la regió d'espai entre els dos núcleus atòmics i, en conseqüència, estan més distants del núcleu del fluorur que en el anión fluorur solitari. BF₃ és un àcit de Lewis perque accepta el parell d'electrons del fluorur. Esta reacció no pot ser descrita en térmens de la teoria de Brønsted, degut a que no hi ha transferència de protones. La segona reacció pot ser descrita per qualsevol de les dos últimes teories. Un protón és transferit des d'un àcit de Brønsted no especificat cap a l'amoníac, una base de Brønsted; alternativament, l'amoníac actua com una base de Lewis i transferix un parell lliure d'electrons per a formar un enllaç en un ion hidrogen. L'espècie que guanya el parell d'electrons és l'àcit de Lewis; per eixemple, l'àtom d'oxigen en H₃O⁺ guanya un parell d'electrons quan un dels enllaços H-O es trenca, i els electrons compartits en l'enllaç es localisen en l'oxigen. Depenent del context, els àcit de Lewis també poden ser descrits com agents reductors o com electrófilo.

La definició de Brønsted-Lowry és la definició més àmpliament usada; llevat que s'especifique d'una atra manera, s'assumix que les reaccions àcit-base involucren la transferència d'un catión hidrón (H⁺) d'un àcit a una base.

Dissociació i equilibri

Les reaccions de àcit són generalisades freqüentment en la forma HA està en equilibri en H⁺ + A^-, a on HA representa l'àcit, i A^- és la base conjugada. Els parells àcit-base conjugats diferixen en un protón, i poden ser interconvertidos per l'adició o eliminació d'un protón (protonación i deprotonación, respectivament). Observe's que l'àcit pot ser l'espècie carregada, i la base conjugada pot ser neutra, en el cas de la qual l'esquema de reacció generalisada podria ser descrit com HA⁺ està en equilibri en H⁺ + A. En solució existix un equilibri entre l'àcit i la seua base conjugada. La constant d'equilibri K és una expressió de les concentracions de l'equilibri de les molècules o ions en solució. Els corchetes indiquen concentració, aixina [H₂O] significa la concentració de [H₂O]. La constant de dissociació àcida K_a és usada generalment en el context de les reaccions àcit-base. El valor numèric de K_a és igual a la concentració dels productes, dividida per la concentració dels reactants, a on el reactant és l'àcit (HA) i els productes són la base conjugada i H⁺.

$K_a=\frac{[{\text{H}}^{+}][{\text{A}}^{-}]}{[\text{HA}]}$

El més fort dels dos àcit tindrà K_a major que l'àcit més dèbil; la relació dels ions hidrogen a l'àcit serà major per a l'àcit més fort, ya que l'àcit més fort té una tendència major a perdre la seua protón. Pel ranc de valors possibles per a K_a s'estén per varis órdens de magnitut, més freqüentment s'utilisa una constant més manipulable, pK_a, a on pK_a = -log₁₀ K_a. Els àcit més forts tenen pK_a menor que els àcit dèbils. Els valors de pK_a. determinats experimentalment a 25 °C en solució acuosa solen presentar-se en llibres de text i material de referència.

Nomenclatura

• Sistema de nomenclatura tradicional:

En el sistema de nomenclatura tradicional, els àcit inorgànics són nomenats d'acort als seus aniones. El sufix iònic és eliminat i és reemplaçat en un nou sufix (i a voltes prefix), d'acort en la taula següent.

Prefix Anión	Sufix Anión	Prefix Àcit	Sufix Àcit	Eixemple
per	nugue	per	àcit ico	àcit perclórico (HClO4)
	nugue		àcit ico	àcit clórico (HClO3)
	ito		àcit orso	àcit cloroso (HClO2)
changlot	ito	changlot	àcit orso	àcit hipocloroso (HClO)
	uro	hidro	àcit ico	àcit clorhídric (HCl)

Per eixemple, HCl té un clorur com el seu anión, per lo que el sufix -uro fa que prenga la forma d'àcit clorhídric. En les recomanacions de nomenclatura IUPAC, simplement s'agrega acuoso al nom del compost iònic. En conseqüència, per al clorur d'hidrogen, el nom IUPAC seria clorur d'hidrogen acuoso. El sufix -hídric és agregat solament si l'àcit està compost solament d'hidrogen i un atre element.

En el cas particular dels oxácidos, és important tindre en conte varietats alotrópicas.

• Nomenclatura sistemàtica: s'indica per mig d'un prefix (Mona, vaig donar, tri, tetra....) el número de oxigen (terminant en “oxo”) seguit del nom de l'element central en “nugue”, indicant entre paréntesis l'número d'est i finalment dient “ d'hidrogen”. Per eixemple l'àcit sulfúric és el tetraoxosulfato (VI) d'hidrogen.

Fòrmula	Nomenclatura sistemàtica	Nomenclatura sistemàtica funcional
HNO2	Dioxonitrato (III) d'hidrogen	Àcit dioxonítrico (III)
H2SO3	Trioxosulfato (IV) d'hidrogen	Àcit trioxosulfúrico (IV)
HIO4	Tetraoxoyodato (VII) d'hidrogen	Àcit tetraoxoyódico (VII)
H2CrO4	Tetraoxocromato (VI) d'hidrogen	Àcit tetraoxocrómico (VI)
H2SO2	Dioxosulfato (II) d'hidrogen	Àcit dioxosulfúrico (II)
HIO	Monoxoyodato (I) d'hidrogen	Àcit monoxoyódico (I)

• Nomenclatura simplificada: escomença el nom del compost per la paraula “àcit” seguit pel número de oxigen terminant en “oxo” i finalment el nom de l'element central terminat en “ico”, indicant l'número entre paréntesis en números romans.

Fòrmula	Nomenclatura sistemàtica	Nomenclatura sistemàtica funcional	Nomenclatura tradicional
H2Cr2O7	Heptaoxodicromato (VI) d'hidrogen	Àcit heptaoxodicrómico (VI)	Àcit dicrómico
H3PO4	Tetraoxofosfato (V) d'hidrogen	Àcit tetraoxofosfórico (V)	Àcit ortofosfórico

Respecte als àcit orgànics en grup carboxílic (R-COOH), aquells que tenen noms vulgars o històrics, se solen nomenar utilisant la terminació en el sufix "ico", de forma similar a la nomenclatura tradicional dels àcit inorgànics. La nomenclatura sistemàtica recomanada per la IUPAC, establix que estos àcit es nomenen indicant com a raïl el nom de l'hidrocarbur, pero terminat en el sufix "oico", si té un sol grup carboxílic o "dioico", en el cas de que tinga dos. Aixina i tot, en molts casos és freqüent utilisar els noms vulgars, sobretot, en aquells àcit més coneguts, com el àcit acètic, el àcit fórmico, àcit oxálico, etc. En la següent taula es mostren alguns eixemples:

Fòrmula	Nom vulgar	Nomenclatura sistemàtica
HCOOH	Àcit fórmico	Àcit metanoico
CH3-COOH	Àcit acètic	Àcit etanoico
CH3-CH2-COOH	Àcit propiónico	Àcit propanoico
CH3-(CH2)6-COOH	Àcit caprílico	Àcit octanoico
CH3-CHOH-COOH	Àcit làctic	Àcit 2-hidroxipropanoico
CH2=CH-COOH	Àcit acrílic	Àcit 2-propenoico
CH2OH-COOH	Àcit glicólico	Àcit hidroxietanoico
HOOC-CH2-COOH	Àcit malónico	Àcit propanodioico
HOOC-COOH	Àcit oxálico	Àcit etanodioico
HOOC-CH2-CH2-COOH	Àcit succínico	Àcit butanodioico
HOOC-(CH2)4-COOH	Àcit adípico	Àcit hexanodioico

Ademés dels àcit carboxílics, existixen molts atres composts orgànics en propietats àcides, com els àcits sulfénicos (R-SOH); àcits sulfínicos (R-SOOH); àcits sulfónicos (R-SO₂OH); tioles (R-SH), alcohols (R-OH) i fenol (alcohols aromàtics), en les seues nomenclatures específiques.

Força dels àcit

La força d'un àcit es referix a la seua habilitat o tendència a perdre un protón. Un àcit fort és un que es disocia completament en aigua; en atres paraules, un mol d'un àcit fort HA es dissol en aigua produint un mol d'H⁺ i un mol del seu base conjugada, A^-, i res de l'àcit protonado HA. En contrast, un àcit dèbil es disocia solament parcialment i, en l'equilibri, existixen en la solució tant l'àcit com la seua base conjugada. Alguns eixemples d'àcit forts són el àcit clorhídric (HCl), àcit yodhídrico (HI), àcit bromhídrico (HBr), àcit perclórico (HClO₄), àcit nítric (HNO₃) i àcit sulfúric (H₂SO₄). En aigua, cada u d'estos es ioniza pràcticament al 100%. Mentres més fort siga un àcit, més fàcilment pert un protón, H⁺. Dos factors clau que contribuïxen a la facilitat de deprotonación són la polaridad de l'enllaç H-A. La força dels àcit sol ser discutida també en térmens de l'estabilitat de la base conjugada.

Els àcit més forts tenen K_a més alt, i pK_a més baix que els àcit més dèbils.

Els àcit alquilsulfónicos i arilsulfónicos, que són oxiácidos orgànics, són un tipo de àcit forts. Un eixemple comú és el àcit toluenosulfónico (àcit tósico o tosílico). A diferència de l'àcit sulfúric mateix, els àcit sulfónicos poden ser sòlits. En efecte, el poliestireno funcionalizado en sulfonato de poliestireno, és un plàstic sòlit fortament àcit, que és filtrable.

Els superácidos són àcits més forts que l'àcit sulfúric al 100%. Alguns eixemples de superácidos són el àcit fluoroantimónico, àcit màgic i àcit perclórico. Els superácidos poden protonar permanentment l'aigua, per a produir "ixes" d'oxonio iòniques, cristalines. També poden estabilisar cuantitativamente als carbocationes.

Polaridad i l'efecte inductivo

La polaridad es referix a la distribució d'electrons en un enllaç químic, la regió d'espai entre dos núcleus atòmics a on es compartix un parell d'electrons (vore TREPEV). Quan els dos àtoms tenen aproximadament la mateixa electronegatividad (potència per a atraure electrons de l'enllaç), els electrons són compartits aproximadament per igual i passen el mateix temps en qualsevol extrem de l'enllaç. Quan hi ha una diferència significativa en electronegatividad dels dos àtoms enllaçats, els electrons passen més temps prop al núcleu de l'element més electronegativo, i es forma un dipol elèctric, o separació de càrregues, tal que hi ha una càrrega parcial negativa localisada en l'element electronegativo, i una càrrega parcial positiva en l'element electropositivo. L'hidrogen és un element electropositivo i acumula una càrrega llaugerament positiva quan està unit a un element electronegativo com el oxigen o el bromo. En decréixer la densitat electrònica en l'àtom d'hidrogen, es fa més fàcil que siga abstret en forma de protón, en atres paraules, és més àcit. En moure's d'esquerra a dreta a lo llarc d'una fila en la taula periòdica, els elements tendixen a fer-se més electronegativos, i la força del àcit binario format per l'element aumenta coherentment en:

Fòrmula	Nom	pKa
HF	àcit fluorhídric	3.17
H2O	aigua	15.7
NH3	amoníac	38
CH4	metà	48

L'element electronegativo no necessita estar unit directament a l'hidrogen àcit per a incrementar la seua acidea. Un àtom electronegativo pot "jalar" densitat electrònica des de l'enllaç àcit, a través del efecte inductivo. L'habilitat per a atraure electrons disminuïx ràpidament en la distància de l'element electronegativo a l'enllaç àcit. L'efecte és ilustrat per la següent série d'àcits butanoicos halogenados. El clor és més electronegativo que el bromo i, en conseqüència, té l'efecte més fort. L'àtom d'hidrogen unit a l'oxigen és l'hidrogen àcit. L'àcit butanoico és un àcit carboxílic.

Estructura	Nom	pKa
Archiu:Butanoic.png	àcit butanoico	≈4.8
Archiu:4chlorobutanoic.png	àcit 4-clorobutanoico	4.5
Archiu:3chlorobutanoic.png	àcit 3-clorobutanoico	≈4.0
Archiu:2bromobutanoic.png	àcit 2-bromobutanoico	2.93
Archiu:2chlorobutanoic.png	àcit 2-clorobutanoico	2.86

Al mateix temps que l'àtom de clor s'allunta de l'enllaç àcit O-H, l'efecte disminuïx. Quan l'àtom de clor està a un àtom de carbono de distància del grup àcit carboxílic, l'acidea del compost s'incrementa significativament, comparat en l'àcit butanoico (també cridat àcit butírico). No obstant, quan l'àtom de clor està separat per varis enllaços, l'efecte és molt menor. El bromo és més electronegativo que el carbono o l'hidrogen, pero no tan electronegativo com el clor, en lo que pK_a de l'àcit 2-bromobutanoico és llaugerament major que el pK_a de l'àcit 2-clorobutanoico.

Archiu:Perchloric acid Structural Formula caps block 150 .svg

El àcit perclórico és un àcit oxácido fort.

El número d'àtoms electronegativos adjacents a un enllaç àcit també afecta a la força de l'àcit. Els oxácidos tenen la fòrmula general HOX, a on X pot ser qualsevol àtom i pot o no compartir enllaços en atres àtoms. En aumentar el número d'àtoms o grups electronegativos en l'àtom X, es disminuïx la densitat electrònica en l'enllaç àcit, fent que la pèrdua del protón siga més fàcil. L'àcit perclórico és un àcit molt fort (pK_a ≈ -8), i es disocia completament en aigua. La seua fòrmula química és HClO₄, i comprén un àtom de clor central, en quatre àtoms d'oxigen entorn, un dels quals està unit a un àtom d'hidrogen extremadament àcit, que és eliminable fàcilment. En contrast, el àcit clórico (HClO₃) és un àcit alguna cosa menys fort (pK_a = -1.0), mentres que el àcit cloroso (HClO₂, pK_a = +2.0) i el àcit hipocloroso (HClO, pK_a = +7.53) són àcits dèbils.

Els àcit carboxílics són àcit orgànics que contenen un grup hidroxilo àcit i un grup carbonilo. Els àcit carboxílics poden ser reduïts a l'alcohol corresponent; la substitució d'un àtom d'oxigen electronegativo en dos àtoms d'hidrogen electropositivos conduïx a un producte que és essencialment no àcit. La reducció del àcit acètic a etanol usant LiAlH₄ (hidrur de liti i alumini o LAH) i éter és un eixemple de dita reacció.

Archiu:Reduction.png

El valor de pK_a per a l'etanol és 16, comparat en 4,76 per a l'àcit acètic.

Radi atòmic i força de l'enllaç

Un atre factor que contribuïx a l'habilitat d'un àcit per a perdre un protón és la força d'enllaç entre l'hidrogen àcit i el anión de la molècula que ho té (vore base conjugada). Açò, a la seua volta, és depenent del tamany dels àtoms que compartixen l'enllaç. Per a un àcit HA, al mateix temps que aumenta el tamany de l'àtom A, la força de l'enllaç disminuïx, significant açò que és més fàcil de ser trencat, i la força de l'àcit aumenta. La força de l'enllaç és una mida de quanta energia és necessària per a trencar un enllaç. En atres paraules, requerix menys energia trencar l'enllaç quan l'àtom As fa més gran, i el protón és més fàcilment removible per una base. Açò explica parcialment per qué l'àcit fluorhídric és considerat un àcit dèbil, mentres que els demés àcit de halógeno (HCl, HBr, HI) són àcits forts. Encara que el flúor és més electronegativo que els atres halógenos, el seu radi atòmic és també molt menor, per lo que compartix un enllaç fort en l'hidrogen. En moure's cap a avall en una columna en la taula periòdica, els àtoms es fan menys electronegativos, pero també significativament més grans, i el tamany de l'àtom tendix a dominar l'acidea en l'enllaç en l'hidrogen. El sulfur d'hidrogen, H₂S, és un àcit més fort que l'aigua, inclús encara que l'oxigen és més electronegativo que el sofre. Açò es deu a que el sofre és més gran que l'oxigen, i l'enllaç hidrogen-sofre és més fàcilment rompible que l'enllaç hidrogen-oxigen.

Característiques químiques

Àcits monopróticos

Els àcit monopróticos són aquells àcit que són capaços de donar un protón per molècula durant el procés de dissociació (cridat algunes voltes ionisació), com es mostra a continuació (simbolisat per HA):

$\mathrm{H}\mathrm{A}(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{A}{\phantom{A}}^{-}(\mathrm{a}\mathrm{q})$ K_a

Alguns eixemples comuns d'àcits monopróticos en àcit minerals inclouen al àcit clorhídric (HCl) i el àcit nítric (HNO₃). Per una atra part, per als àcit orgànics, el terme generalment indica la presència d'un grup carboxilo, i algunes voltes estos àcit són coneguts com a àcits monocarboxílicos. Alguns eixemples de àcit orgànics inclouen al àcit fórmico (HCOOH), àcit acètic (CH₃COOH) i el àcit benzoico (C₆H₅COOH).

Àcits polipróticos

Els àcit polipróticos són capaços de donar més d'un protón per molècula d'àcit, en contrast als àcit monopróticos que solament donan un protón per molècula. Els tipos específics d'àcits polipróticos tenen noms més específics, com a àcit diprótico (dos protones potencials per a donar) i àcit triprótico (tres protones potencials per a donar).

Un àcit diprótico (simbolisat ací com a H₂A) pot sofrir una o dos dissociació, depenent del pH. Cada dissociació té la seua pròpia constant de dissociació, K_a1 i K_a2.

$\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{A}(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{H}\mathrm{A}{\phantom{A}}^{-}(\mathrm{a}\mathrm{q})$ K_a1

$\mathrm{H}\mathrm{A}{\phantom{A}}^{-}(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{A}{\phantom{A}}^{2-}(\mathrm{a}\mathrm{q})$ K_a2

La primera constant de dissociació és major que la segona; açò és: K_a1 > K_a2. Per eixemple, el àcit sulfúric (H₂SO₄) pot donar un protón per a formar el anión bisulfato (HSOPlantilla:El seu), per a lo que K_a1 és molt gran; després pot donar un segon protón per a formar el anión sulfat (SOPlantilla:El seu), a on K_a2 és comparativament menut, indicant una força intermija. El valor gran de K_a1 per a la primera dissociació significa que l'àcit sulfúric és un àcit fort. De modo similar, l'inestable i dèbil àcit carbónico (H₂CO₃) pot perdre un protón per a formar el anión bicarbonato (HCOPlantilla:El seu) i perdre un segon protón per a formar el anión carbonat (COPlantilla:El seu). Abdós valors de K_a són menuts, pero K_a1 > K_a2.

Un àcit triprótico (H₃A) pot sofrir una, dos, o tres dissociació, i té tres constants de dissociació, a on K_a1 > K_a2 > K_a3.

$\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{A}(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{A}{\phantom{A}}^{-}(\mathrm{a}\mathrm{q})$ K_a1

$\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{A}{\phantom{A}}^{-}(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{H}\mathrm{A}{\phantom{A}}^{2-}(\mathrm{a}\mathrm{q})$ K_a2

$\mathrm{H}\mathrm{A}{\phantom{A}}^{2-}(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{A}{\phantom{A}}^{3-}(\mathrm{a}\mathrm{q})$ K_a3

Un eixemple inorgànic d'un àcit triprótico és l'àcit ortofosfórico (H₃PO₄), generalment cridat simplement àcit fosfórico. Els tres protones poden ser perduts consecutivament, produint H₂POPlantilla:El seu, després HPOPlantilla:El seu, i finalment POPlantilla:El seu, el anión ortofosfato, simplement cridat fosfat. Un eixemple orgànic d'àcit triprótico és el àcit cítric, que pot perdre consecutivament tres protones per a formar finalment el anión citrato. Encara que les posicions dels protones en la molècula original poden ser equivalents, els valors de K_a diferixen posat que és energèticament menys favorable perdre un protón si la base conjugada està carregada negativament.

Neutralisació

Archiu:Hydrochloric acid ammonia.jpg

Àcit clorhídric (en el got de precipitats) reaccionant en vapors d'amoníac per a produir clorur d'amoni (fum blanc).

La neutralisació és la reacció entre un àcit i una base, produint una sal i base neutralisada; per eixemple, l'àcit clorhídric i l'hidròxit de sodi formen clorur de sodi i aigua:

$\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H}(\mathrm{a}\mathrm{q})⟶\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})+\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}(\mathrm{a}\mathrm{q})$

La neutralisació és la base de la titulació, a on un indicador de pH mostra el punt d'equivalència quan el número equivalent de moles d'una base han segut afegits a un àcit. Generalment s'assumix incorrectament que la neutralisació resulta en una solució en pH 7,0, lo que és solament el cas quan l'àcit i la base tenen força similar durant la reacció i es troben en concentracions semblants. La neutralisació en una base més dèbil que l'àcit resulta en una sal débilmente àcida. Un eixemple és el clorur d'amoni, que és débilmente àcit, produït a partir de l'àcit fort clorur d'hidrogen i la base dèbil amoníac. Recíprocamente, la neutralisació d'un àcit dèbil en una base forta produïx una sal débilmente bàsica, per eixemple, el fluorur de sodi, format a partir del fluorur d'hidrogen i el hidròxit de sodi.

Equilibri àcit dèbil/base dèbil

Artícul principal → Equació de Henderson-Hasselbalch.

Per a que es puga perdre un protón, és necessari que el pH del sistema puge sobre el valor de pK_a de l'àcit protonado. La disminució en la concentració d'H⁺ en la solució bàsica desplaça l'equilibri cap a la base conjugada (la forma deprotonada de l'àcit). En solucions a menor pH (més àcides), hi ha suficient concentració d'H⁺ en la solució per a que l'àcit permaneixca en la seua forma protonada, o per a que es protone la base conjugada.

Les solucions de àcit dèbils i sals de les seues bases conjugades formen les soluciones tampó.

Durea de àcit

Artícul principal → Teoria àcit-base dur-bla.

En 1963, Pearson va introduir el concepte de àcit i bases durs i blans. Són àcits durs aquells cationes de menut tamany i alta càrrega, de baixa polarizabilidad: alcalinos, alcalinotérreos llaugers, cationes de transició d'alta càrrega, com el Tu⁴⁺, Cr³⁺, Fe³⁺, Co²⁺, etc.

Són àcits blans les espècies químiques de gran tamany, menuda o nula càrrega, i alta polarizabilidad: metals més pesats de càrrega més baixa, com Ag⁺, Cu⁺, Pt²⁺, Hg²⁺, etc.

Les espècies dures tendixen a combinar-se entre sí. L'interacció dur-dur o bla-bla conduïx a espècies més estables. Açò es deu a un major solapamiento de orbitales, que origina un enllaç més fort que en les interaccions dur-bla o bla-dur. Lo anterior és útil, de forma aproximada, per a predir el sentit de numeroses reaccions.

Aplicacions dels àcit

Hi ha numerosos usos dels àcit. Els àcit són usats freqüentment per a eliminar rovell i una atra corrosió dels metals en un procés conegut com pickling. Poden ser usats també com electrolitos en una bateria, com el àcit sulfúric en una bateria d'automòvil.

Els àcit forts, el àcit sulfúric en particular, són àmpliament usats en processament de minerals. Per eixemple, els minerals de fosfat reaccionen en àcit sulfúric produint àcit fosfórico per a la producció de fertilisants, i el zinc és produït dissolent òxit de zinc en àcit sulfúric, purificant la solució i aplicant electrólisis.

En l'indústria química, els àcit reaccionen en les reaccions de neutralisació per a produir sals. Per eixemple, el àcit nítric reacciona en el amoníac per a produir nitrat d'amoni, un fertilisant. Adicionalment, els àcit carboxílics poden ser esterificados en alcoholés en presència d'àcit sulfúric, per a produir ésterés.

Els àcit són usats com catalisadors; per eixemple, el àcit sulfúric és usat en grans cantitats en el procés d'alquilación per a produir gasolina. Els àcit forts, com l'àcit sulfúric, fosfórico i clorhídric, també tenen efecte en reaccions de deshidratació i condensació. Els àcit són usats també com a aditius en begudes i aliments, ya que alteren el seu sabor i servixen com preservantes. Per eixemple, el àcit fosfórico és un component de les begudes en coa.

Abundància biològica

Archiu:Aminoacid.png

Estructura bàsica d'un aminoàcit.

Moltes molècules biològicament importants són àcits. Els àcits nucleicos, incloent al ADN i el ARN contenen el còdic genètic que determina molt de les característiques d'un organisme, i és transferit de pares a refillols. El ADN conté el mòle químic per a la síntesis de les proteïnas, que estan fetes de subunidades d'aminoàcits.

Un α-aminoàcit té un carbono central (el carbono α o alfa) que està unit covalentemente a un grup carboxilo (d'ahí que són àcit carboxílics), un grup amino, un àtom d'hidrogen, i un grup variable. El grup variable, també cridat grup R o cadena lateral, determina l'identitat i moltes de les propietats d'un aminoàcit específic. En la glicina, l'aminoàcit més simple, el grup R és un àtom d'hidrogen, pero en tots els demés aminoàcits conté un o més àtoms de carbono units a hidrogen, i pot contindre atres elements, tals com sofre, seleni, oxigen o nitrogen. En excepció de la glicina, els aminoàcits presents en la naturalea són quirales i casi invariablement estan presents en la configuració L. Alguns peptidoglucanos, trobats en algunes parets celulars bactèrianas contenen menudes cantitats de D-aminoàcits. A pH fisiològic, típicament al voltant de 7, existixen aminoàcits lliures en forma iònica, a on el grup carboxilo àcit (-COOH) pert un protón (-COO^-) i el grup amino bàsic (-NH₂) guanya un protón (-NHPlantilla:El seu). La molècula sancera tenen una càrrega neta neutra, i és un zwitterión.

Els àcit grassos i derivats de àcit grassos són un atre grup de àcit carboxílics que juguen un rol significatiu en biologia. Estos contenen llargues cadenes d'hidrocarbur i un grup àcit carboxílic en un extrem. La membrana celular de casi tots els organismes està feta principalment d'una bicapa fosfolipídica, una micela de cadenes hidrofòbiques de àcit grassos en grups fosfat hidrofílicos.

En humans i molts atres animals, el àcit clorhídric és part del àcit gàstric segregat en el estòmec per a ajudar a hidrolizar a les proteïnas, aixina com per a convertir la proenzima inactiva pepsinógeno en la enzima activa pepsina. Alguns organismes produïxen àcit per al seu defensa; per eixemple, les formigues produïxen el àcit fórmico.

L'equilibri àcit-base juga un rol crític en la regulació de la respiració dels mamífers. El gas oxigen (O₂) porta a terme la respiració celular, procés pel qual els animals lliberen la energia potencial química almagasenada en els aliments, produint diòxit de carbono (CO₂) com a producte. L'oxigen i el diòxit de carbono són intercanviats en els pulmons, i el cos respon a les demandes energètiques variables ajustant la velocitat de ventilació pulmonar. Per eixemple, durant periodos de ejercitación, el cos trenca ràpidament els carbohidrat almagasenats, lliberant CO₂ al torrent sanguíneu. En solucions acuosas com la sanc, el CO₂ existix en equilibri en àcit carbónico i el anión bicarbonato.

$\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2(\mathrm{g})+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3(\mathrm{a}\mathrm{q})\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{q})+\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{-}(\mathrm{a}\mathrm{q})$

És la disminució en el pH la senyal que du al cervell a respirar més ràpidament i profunt, lliberant l'excés de CO₂ i resuministrando a les cèlules en O₂.

Archiu:Aspirin-skeletal.svg

La aspirina (àcit acetilsalicílico) és un àcit carboxílic.

Les membranes celulars són generalment impermeables a les molècules polars, carregades o grans, per les cadenes grasses acílicas lipofílicas contingudes en el seu interior. Moltes molècules biològicament importants, incloent un gran número d'agents farmacèutics, són àcits orgànics dèbils que poden crusar la membrana en la seua forma protonada, en la forma sense càrrega, pero no poden fer-ho en la seua forma carregada (com a base conjugada). Per esta raó, l'activitat de moltes drogues pot ser aumentada o disminuïda per l'us de antiácidos o aliments àcits. No obstant, la forma carregada sol ser més soluble en la sanc i el citosol, abdós mijos acuosos. Quan el mig extracelular és més àcit que el pH neutre dins de la cèlula, certs àcit existiran en la seua forma neutra i seran solubles en la membrana, permetent-los creuar la bicapa lipídica. Els àcit que perden un protón a pH intracelular existiran en la seua forma carregada, soluble, per lo que són capaces de difondre's a través del citosol al seu objectiu. El ibuprofeno, l'aspirina i la penicilina són eixemples de drogues que són àcits dèbils.

Àcit comuns

Àcit minerals o inorgànics

• Halogenuros d'hidrogen i les seues solucions acuosas: àcit clorhídric (HCl), àcit bromhídrico (HBr), àcit yodhídrico (HI)
• Oxoácidos de halógenos: àcit hipocloroso, àcit clórico, àcit perclórico, àcit peryódico i composts corresponents al bromo i al yodo
• Àcit fluorosulfónico
• Àcit nítric (HNO₃)
• Àcit nitroso (HNO₂)
• Àcit fosfórico (H₃PO₄)
• Àcit fluoroantimónico
• Àcit fluorobórico
• Àcit hexafluorofosfórico
• Àcit cròmic (H₂CrO₄)

Àcits sulfónicos

• Àcit metansulfónico (Àcit mesílico)
• Àcit etansulfónico (Àcit esílico) (EtSO₃H)
• Àcit bencensulfónico (Àcit besílico) (PhSO₃H)
• Àcit toluenosulfónico (Àcit p-toluenosulfónico) (C₆H₄(CH₃) (SO₃H))
• Àcit trifluorometansulfónico (àcit tríflico)

Àcit carboxílics

• Àcit acètic
• Àcit fórmico
• Àcit glucónico
• Àcit làctic
• Àcit oxálico
• Àcit tartárico

Àcit carboxílics vinílogos

• Àcit ascórbico
• Àcit de Meldrum

Vore també

• Anex:äcidos carboxílics
• Àcit orgànic
• Base (química)
• Pluja àcida
• Acidificació de l'oceà
• Acidea
• Àcit fort

• Àcit dèbil

Bibliografia

• Listing of strengths of common acids and bases. [1] archivat en Wayback Machine.
• Zumdahl, Chemistry, 4th Edition.
• Ebbing, D. D., & Gammon, S. D. (2005). General chemistry (8th ed.). Boston, MA: Houghton Mifflin. ISBN 0-618-51177-6.
• Pavia, D. L., Lampman, G. M., & Kriz, G. S. (2004). Organic chemistry volume 1: Organic chemistry 351. Mason, OH: Cenage Learning. ISBN 978-0-7593-4272-4.

Enllaços externs

Archiu:Wiktionary-logo-v2.svg Àcit en el Viccionari.

• Science Aid: Acids and Bases. Information for High School students.
• UC Berkeley video lecture on acids and bases.
• Curtipot: Acid-Base equilibria diagrams, pH calculation and titration curves simulation and analysis – freeware.
• A summary of the Properties of Acids for the beginning chemistry student.
• The UN ECE Convention on Long-Range Transboundary Air Pollution.