¿Qué es un ácido? Definiciones, 3 teorías y ejemplos

¿Qué es un ácido?

Un ácido es una sustancia química muy reactiva, con la capacidad de donar iones de hidrógeno (H+) y / o aceptar electrones, siempre que este disuelto en agua. Generalmente estos contienen un átomo de hidrógeno con la capacidad de liberarse para producir un catión y un anión en agua. Mientras más sea la concentración de iones de hidrógeno contenidos, menor es el pH de la solución y mayor la acidez presente.

Este solo puede reaccionar cuando se encuentra disuelto en agua. De esta manera produce un catión o ion hidronio (H+), teniendo un cambio de pH menor que 7, que es característico de cualquier ácido.

limón tiene pH acido alto

¿De dónde proviene la palabra acido?

 Proviene del latín acidus o acere, que significa «agrio», por el sabor agrio que poseen ácidos como el vinagre o jugo de limón.

El químico Robert Boyle (S. XVII) llama por primera vez a dichas sustancias como ácidos o bases. Se basó en sus características principales como el sabor agrio y la corrosividad, también por el cambio de color del tornasol.

Teorías para la definición de ácido

Existen tres teorías que lo definen (que incluyen también a las bases), aunque esto pueda confundir al lector, realmente no son muy diferentes entre ellas.

Recuerda:
Un átomo de hidrógeno está conformado por un protón y un electrón:
Protón + e- = H

¿Ya conoces el concepto de basicidad en química? puedes leerlo aquí

Señal de alerta corrosivo acido

Teoría de Arrhenius

Según el químico sueco Svante Arrhenius, un ácido es una sustancia que con contenido de iones hidrogeniones o protones H+ en presencia de agua (produciendo H3O+). Por ejemplo, el ácido clorhídrico HCl.

La teoría de Arrhenius indica que los iones H+ de los ácidos reaccionan con los iones OH- de las bases, esta unión forma agua, que es neutra.

El agua es una sustancia que tiene la facilidad de disociarse, formando constantemente iones hidronio (H+) e hidroxilo (OH-), pero se considera como neutra porque contiene cantidades iguales de los dos iones mencionados.

Esta teoría no explica la acidez de sales en soluciones acuosas de algunas sales o la acidez en otros solventes distintos al agua.

Un compuesto que no contiene hidrogeno en su estructura no puede considerar un ácido de Arrhenius.

Teoría de Brønsted-Lowry

Esta teoría fue planteada por Johannes Brønsted y Thomas Lowry, el cual modifica el concepto de ácido como una especie (molécula o ión) con capacidad de donar protones o cationes hidrogeno H+. Estos protones al mezclarse con agua forman el ion hidronio H3O+, que también identifica como componente principal de una disolución acida.

Cualquier solvente con la capacidad de ser desprotonado puede ser un acido Brønsted-Lowry, como acido típicos, también aminas y alcoholes.

Por ejemplo, el amoniaco reacciona con el agua para comportarse como un ácido, donde el amoniaco recibe el protón que se obtiene del agua.

NH3 + H2O ⇒ NH4+ + OH-

Otro ejemplo es la reacción de ácido nítrico con amoniaco, en el cual el protón solo es cedido de una molécula a otra. Es, además, una reacción reversible.

HNO3 + NH3 ó NO3– + NH4+

Aquí ocurre la misma entrega de un catión de hidrógeno desde el ácido nítrico al amoniaco. En este caso se observa una reacción en equilibrio, lo que significa que la reacción ocurre en los dos sentidos.

Molécula amoniaco capturando hidrogeno y  dando electrón en teoría Brønsted-Lowry
Amónico captura átomo de hidrógeno cediendo su electrón.

Teoría de Lewis

El químico norteamericano Gilbert Lewis definió al ácido como cualquier compuesto capaz de aceptar un par de electrones, formando enlace covalente. Así como también, las bases serían los compuestos que donan un par de electrones.

Entonces, los ácidos de Lewis pueden no contener hidrógenos y se comportan como ácidos. Ejemplo: Tricloruro de aluminio o el trifluoruro de boro.

Amoniaco y borano compartiendo electrones Lewis
Amoniaco y borano formando un enlace al compartir electrones según como indica Lewis

Se observa como el amoniaco dona sus electrones al borano formando un ácido de Lewis.

En general, la teoría de Lewis es la más usada porque esta puede incluir a las otras teorías.

¿Cómo identifico un ácido?

 Algunas formas prácticas para identificarlos son, mediante una batería de pruebas con diversos materiales como minerales, metales o material orgánico, pero la forma rápida es usando indicadores de color, como el anaranjado de metilo que cambian de color al encontrarse en medio acido.

Existe métodos aún más rápidos, pero más sofisticados que usan los laboratorios, como el uso de un pH metro (también conocidos como potenciómetros). Este es un medidor de pH mediante el uso de electrodos sumergidos en la disolución a investigar. El valor del Ph se obtiene directamente en una pantalla.

Instrumento-para-medir-ph-phmetro-potenciometro
pH metro

 Propiedades de los ácidos

  • Poseen sabor agrio o acido (no intentes esto tu mismo, sobre si no conoces su naturaleza química).
  • Siempre tiene pH menor a 7, mientras más acido, menos pH.
  • Cambia el papel tornasol de azul a rosado, cambia a rojo el metilo de anaranjado y vuelve incolora la fenolftaleína.
  • Son corrosivos.
  • Reacciona con bicarbonato de sodio (u otros carbonatos) y produce dióxido de carbono.
  • Ácidos fuertes pueden quemar tejidos orgánicos, como quemaduras de piel.
  • En forma acuosa (disueltos en agua) conducen la electricidad.
  • Reaccionan con las bases para formar sal y agua. Se conoce como reacción de neutralización.
  • Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.
  • Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal más agua.
  • Al reaccionar pueden liberar calor (reacciones exotérmicas), incluso se puede percibir liberación de calor solo al diluirlas en agua, como el ácido sulfúrico (H2SO4)

¿Cómo se mide la acidez?

 Pueden ser medidos en una misma escala de pH. Cuando una disolución es acida tendrá un pH menor a 7. Siendo el valor de 7 como neutro y mayor a 7 como básica o alcalino.

La escala del pH

Se le llama como potencial de hidrógeno (pH), el cual se mide en disoluciones para determinar la cantidad de iones hidrogeno, de esta manera se representa en una escala de acidez o alcalinidad.

El pH para ácidos indica un índice menor a 7, en cambio las bases deben ser superior a 7. Dando una escala total de 0 a 14

Escala de pH: pH = -log[H+] (logaritmo escala 10)

Escala de pH para ácido
Escala del pH (en ingles), diversos materiales comunes y su acidez o basicidad (Designed by brgfx / Freepik)

Indicadores de pH

Indicador

Si es acido, cambia:

Rango pH

Papel de tornasol

Azul a rojo

4,5 – 8,3

Azul de bromotimol

Azul a amarillo

6,0 – 7,6

Fenolftaleína

Lila a incoloro

7,3 – 8,7

Naranja de metilo

Amarillo a rojo

3,1 – 4,4

Rojo de metilo

Rojo a amarillo

4,4 – 6,2

Diferencias entre ácidos fuertes y débiles

Los ácidos que liberan mucha más cantidad de iones de hidrógeno en medio acuoso, se pueden considerar ácidos fuertes.

Estos también se caracterizan por su facilidad para ionizarse, o mejor dicho se ionizan completamente. Esto permite su alta capacidad de corrosión y conductividad eléctrica.

Ejemplos de ácidos fuertes: ácido sulfúrico (H2SO4), ácido bromhídrico (HBr), ácido clorhídrico (HCl) y ácido nítrico (HNO3)

Es fácil deducir que los ácidos débiles son aquellos que liberan con menos facilidad iones hidrogeno en medio acuoso, obteniendo soluciones menos corrosivas y conductoras.

Ejemplo de ácidos débiles: Ácido acético (CH3COOH), Acido carbónico (H2CO3) y ácido acetilsalicílico (C9H8O4)

Formación de ácidos

Según la nomenclatura de los compuestos químicos, la formación de un hidrácido es gracias a la reacción de un no metal con el hidrógeno.

Ejemplo: Cl2 + H2 → 2 HCl

También se puede formar un ácido oxácido con la reacción de un óxido acido y agua.

Ejemplo: SO3 + H2O → H2SO4

Ejemplos de ácidos comunes

Aquí algunos ejemplos más conocidos:

  • Ácido clorhídrico (HCl)
  • Ácido sulfúrico (H2SO4)
  • Ácido fluorhídrico (HF)
  • Ácido acético (Vinagre, CH3COOH)
  • Ácido estomacal (es esencialmente ácido clorhídrico)
  • Ácido cítrico (que se encuentra en las frutas cítricas)
  • Ácido ascórbico (vitamina C).
  • Ácido láctico, producido durante el ejercicio anaeróbico.
  • Ácido acetilsalicílico (aspirina).
  • Ácido fórmico
  • Acido oxálico
  • Acido tartárico
  • Ácido fosfórico
  • Acido crómico (H2CrO4)

Referencias

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