Ácidos: características y ejemplos

Los ácidos son compuestos con altas tendencias de donar protones o aceptar un par de electrones. Existen muchas definiciones (Bronsted, Arrhenius, Lewis) que caracterizan las propiedades de los ácidos, y cada una de ellas se complementa para construir una imagen global de este tipo de compuestos.

Desde la perspectiva anterior, todas las sustancias conocidas pueden ser ácidos, sin embargo, solo aquellas que destaquen muy por encima de los demás se consideran como tales. En otras palabras: si una sustancia es un donador extremadamente débil de protones, comparado al agua, por ejemplo, se puede afirmar que no es un ácido.

Siendo así, ¿cuáles exactamente son los ácidos y sus fuentes naturales? Un ejemplo típico de los mismos puede encontrarse en el interior de muchas frutas: como los cítricos. Las limonadas poseen su sabor característico debido al ácido cítrico y otros componentes.

La lengua puede detectar la presencia de los ácidos, así como lo hace con otros sabores. Dependiendo del nivel de acidez de dichos compuestos, el sabor se vuelve más intolerable. De esta manera, la lengua funciona como un medidor organoléptico de la concentración de los ácidos, específicamente la concentración de ion hidronio (H₃O⁺).

Por otro lado, los ácidos no sólo se encuentran en los alimentos, sino también dentro de los organismos vivos. Asimismo, los suelos presentan sustancias que pueden caracterizarlos como ácidos; tal es el caso del aluminio y de otros cationes metálicos.

Índice del artículo

• 1 Características de los ácidos
  • 1.1 – Propiedades físicas
  • 1.2 – Capacidad de generar protones
  • 1.3 – Tienen hidrógenos pobres en densidad electrónica
  • 1.4 – Fuerza o constante de acidez
  • 1.5 – Tiene bases conjugadas muy estables
  • 1.6 – Pueden tener cargas positivas
  • 1.7 – Sus soluciones tienen valores de pH menores a 7
  • 1.8 – Capacidad de neutralizar bases
• 2 Ácidos fuertes y ácidos débiles
• 3 Ejemplos de ácidos
  • 3.1 Haluros de hidrógeno
  • 3.2 Oxoácidos
  • 3.3 Súper ácidos
  • 3.4 Ácidos orgánicos
• 4 Referencias

Características de los ácidos

¿Qué características debe tener un compuesto, de acuerdo a las definiciones existentes, para considerarse como ácido?

Debe ser capaz de generar iones H⁺ y OH^– al disolverse en agua (Arrhenius), tiene que donar protones a otras especies con mucha facilidad (Bronsted) o finalmente, debe poder aceptar un par de electrones, cargándose negativamente (Lewis).

Sin embargo, dichas características están estrechamente relacionadas con la estructura química. Por lo que aprendiendo a analizarla se puede llegar a deducir su fuerza de acidez o de un par de compuestos cuál de los dos es el más ácido.

– 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.).

– 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⁺

– Tienen hidrógenos pobres en densidad electrónica

Para la molécula de metano, CH₄, ninguno de sus hidrógenos presenta deficiencia electrónica. Esto se debe a que la diferencia de electronegatividades entre el carbono y el hidrógeno es muy pequeña. Pero, si se sustituyera uno de los átomos de H por uno de flúor, entonces habría un cambio notable en el momento dipolar: H₂FC–H.

H experimenta un desplazamiento de su nube electrónica hacia el átomo adyacente enlazado al F, lo que es igual, δ+ se incrementa. Nuevamente, si otro H se sustituye por otro F, entonces la molécula quedaría como: HF₂C–H.

Ahora δ+ es aún mayor, ya que son dos átomos de F, altamente electronegativos, que sustraen densidad electrónica al C, y éste último, consecuentemente, al H. Si el proceso de sustitución continuara se obtendría finalmente: F₃C–H.

En esta última molécula H presenta, como consecuencia de los tres átomos de F vecinos, una marcada deficiencia electrónica. Esta δ+ no pasa desapercibida para cualquier especie lo suficientemente rica en electrones para despojar este H y, de este modo, F₃CH quedar cargado negativamente:

F₃C–H + :N^– (especie negativa) => F₃C:^– + HN

La ecuación química anterior también puede considerarse de esta manera: F₃CH dona un protón (H⁺, el H una vez desprendido de la molécula) a :N; o, F₃CH gana un par de electrones de H al serle donado a éste último otro par proveniente de :N^–.

– Fuerza o constante de acidez

¿Qué tanto F₃C:^– está presente en la disolución? O, ¿cuántas moléculas de F₃CH pueden donar el hidrógeno ácido a N? Para responder estas preguntas, es necesario determinar la concentración de F₃C:^– o de HN y, mediante una ecuación matemática, establecer un valor numérico llamado constante de acidez, Ka.

Mientras más moléculas de F₃C:^– o HN se produzcan, más ácido será F₃CH y más grande su Ka. De esta manera Ka ayuda a esclarecer, cuantitativamente, cuáles compuestos son más ácidos que otros; y, asimismo, descarta como ácidos aquellos cuyas Ka sean de un orden en extremo pequeño.

Algunas Ka pueden tener valores que rondan los 10^-1 y 10^-5, y otras, valores millonésimamente más pequeños como 10^-15 y 10^-35. Se puede decir entonces que los últimos, al tener dichas constantes de acidez, son ácidos extremadamente débiles y pueden ser descartados como tales.

Entonces, ¿cuál de las siguientes moléculas tiene el mayor Ka: CH₄, CH₃F, CH₂F₂ o CHF₃? La respuesta yace en la carencia de densidad electrónica, δ+, en los hidrógenos de las mismas.

Mediciones

Pero, ¿cuáles son los criterios para estandarizar las mediciones de Ka? Su valor puede oscilar enormemente dependiendo de qué especie recibirá el H⁺. Por ejemplo, si :N es una base fuerte, Ka será grande; pero si, por el contrario, es una base muy débil, Ka será pequeña.

Las mediciones de Ka se realizan utilizando la más común y débil de todas las bases (y ácidos): el agua. En función del grado de donación de H⁺ a las moléculas de H₂O, a 25ºC y a una presión de una atmósfera, se establecen las condiciones estándares para determinar las constantes de acidez para todos los compuestos.

De aquí surge un repertorio de tablas de constantes de acidez para muchos compuestos, tanto inorgánicos como orgánicos.

– Tiene bases conjugadas muy estables

Los ácidos tienen en sus estructuras químicas átomos muy electronegativos o unidades (anillos aromáticos) que atraen densidades electrónicas de los hidrógenos circundantes, provocando así que se tornen parcialmente positivos y reactivos ante una base.

Una vez que donan los protones, el ácido se transforma en una base conjugada; esto es, una especie negativa capaz de aceptar H⁺ o donar un par de electrones. En el ejemplo de la molécula de CF₃H su base conjugada es CF₃^–:

CF₃^– + HN => CHF₃ + :N^–

Si CF₃^– es una base conjugada muy estable, el equilibrio estará desplazado más hacia la izquierda que para la derecha. Además, mientras más estable sea la misma, más reactivo y ácido será el ácido.

¿Cómo saber qué tan estables son? Todo depende de cómo lidian con la nueva carga negativa. Si pueden deslocalizarla o difundir la creciente densidad electrónica eficientemente, ésta no estará disponible para utilizarse en la formación del enlace con el H de la base.

– Pueden tener cargas positivas

No todos los ácidos tienen hidrógenos con deficiencia electrónica, sino que también pueden tener otros átomos capaces de aceptar electrones, con o sin carga positiva.

¿Cómo es esto? Por ejemplo, en el trifluoruro de boro, BF₃, el átomo de B carece de un octeto de valencia, por lo que puede formar enlace con cualquier átomo que le cede un par de electrones. Si un anión F^– ronda en su cercanía ocurre la siguiente reacción química:

BF₃ + F^– => BF₄^–

Por otro lado, los cationes metálicos libres, como el Al³⁺, Zn²⁺, Na⁺, etc., se consideran ácidos, ya que de su entorno pueden aceptar enlaces dativos (de coordinación) de especies ricas en electrones. Asimismo, reaccionan con los iones OH^– para precipitar como hidróxidos metálicos:

Zn²⁺(ac) + 2OH^–(ac) => Zn(OH)₂(s)

Todos estos se conocen como ácidos de Lewis, mientras que aquellos que donan protones son ácidos de Bronsted.

– Sus soluciones tienen valores de pH menores a 7

Más específicamente, un ácido al disolverse en cualquier solvente (que no lo neutralice apreciablemente), genera soluciones con pH menores de 3, aunque por debajo de 7 se consideran ácidos muy débiles.

Esto puede verificarse mediante el uso de un indicador ácido-base, como la fenolftaleína, el indicador universal o el jugo de la col morada. Aquellos compuestos que tornen los colores a los señalados para pH bajos, se tratan de ácidos. Este es una de las pruebas más simples para determinar la presencia de los mismos.

Lo mismo puede hacerse, por ejemplo, para distintas muestras de suelo de diferentes partes del mundo, determinando así sus valores de pH para, junto a otras variables, caracterizarlos.

Y finalmente, todos los ácidos tienen sabores agrios, siempre y cuando no estén tan concentrados como para quemar irreversiblemente los tejidos de la lengua.

– 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).

Ácidos fuertes y ácidos débiles

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.

Ejemplos de ácidos

Haluros de hidrógeno

Todos los haluros de hidrógeno son compuestos ácidos, en especial cuando se disuelven en agua:

-HF (ácido fluorhídrico).

-HCl (ácido clorhídrico).

-HBr (ácido bromhídrico).

-HI (ácido yódico).

Oxoácidos

Los oxoácidos son las formas protonadas de los oxoaniones:

HNO₃ (ácido nítrico).

H₂SO₄ (ácido sulfúrico).

H₃PO₄ (ácido fosfórico).

HClO₄ (ácido perclórico).

Súper ácidos

Los súper ácidos son la mezcla de un ácido de Bronsted y un ácido de Lewis fuertes. Una vez mezclados forman estructuras complejas donde, de acuerdo a ciertos estudios, el H⁺ “brinca” dentro de ellas.

Su poder corrosivo es tal que son miles de millones de veces más fuertes que el H₂SO₄ concentrado. Se les utilizan para craquear grandes moléculas presentes en el crudo, en moléculas más pequeñas, ramificadas, y con un gran valor económico agregado.

-BF₃/HF

-SbF₅/HF

-SbF₅/HSO₃F

-CF₃SO₃H

Ácidos orgánicos

Los ácidos orgánicos se caracterizan por poseer uno o más grupos carboxílicos (COOH), y entre ellos están:

-Ácido cítrico (presente en muchas frutas)

-Ácido málico (de las manzanas verdes)

-Ácido acético (del vinagre comercial)

-Ácido butírico (de la mantequilla rancia)

-Ácido tartárico (de los vinos)

-Y la familia de los ácidos grasos.

Referencias

1. Torrens H. Ácidos y Bases Duros y Blandos. [PDF]. Tomado de: depa.fquim.unam.mx
2. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (03 de mayo de 2018). Names of 10 Common Acids. Recuperado de: thoughtco.com
3. Chempages Netorials. Acids and Bases: Molecular Structure and Behavior. Tomado de: chem.wisc.edu
4. Deziel, Chris. (27 de abril de 2018). General Characteristics of Acids & Bases. Sciencing. Recuperado de: sciencing.com
5. Pittsburgh Supercomputing Center (PSC). (25 de octubre del 2000).  Recuperado de: psc.edu.