ácido - Acid


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Zinco , um metal típico, a reacção com ácido clorídrico , um ácido típico

Um ácido é uma molécula ou ião capaz de doar um Hydron (protões de hidrogénio ou iões de H + ), ou, alternativamente, capaz de formar uma ligação covalente com um par de electrões (um ácido de Lewis ).

A primeira categoria de ácidos são os dadores de protões ou ácidos de Bronsted . No caso especial de soluções aquosas , dadores de protões formar o hidrónio ião H 3 O + e são conhecidos como ácidos de Arrhenius . Bronsted e Lowry generalizada de Arrhenius para a teoria incluem solventes não-aquosos. Um ácido de Bronsted ou de Arrhenius normalmente contém um átomo de hidrogénio ligado a uma estrutura química que ainda é energeticamente favorável após a perda de H + .

Ácidos aquosa de Arrhenius têm propriedades características que proporcionam uma descrição prática de um ácido. Ácidos formam soluções aquosas com um gosto amargo, pode ficar azul tornassol vermelho, e reagem com as bases e determinados metais (como o cálcio ) para formar sais . A palavra ácido é derivado da Latina Acidus / acēre significando azedo . Uma solução aquosa de um ácido tem um pH inferior a 7 e é coloquialmente também referido como 'ácido' (tal como em 'dissolvido em ácido'), enquanto a definição estrito refere-se apenas ao soluto . Um pH mais baixo significa uma acidez mais elevada e, portanto, uma maior concentração de iões de hidrogénio positivos na solução . Produtos químicos ou substâncias que têm a propriedade de um ácido são referidos como sendo acídico .

Ácidos aquosos comuns incluem ácido clorídrico (de uma solução de cloreto de hidrogénio que se encontra no ácido gástrico no estômago e activa enzimas digestivas ), ácido acético (vinagre é uma solução aquosa diluída de este líquido), ácido sulfúrico (utilizado em baterias de carro ), e ácido cítrico (encontrado em frutos citrinos). Como mostram estes exemplos, os ácidos (no sentido coloquial) podem ser soluções ou substâncias puras, e pode ser derivada a partir de ácidos (no sentido estrito), que são sólidos, líquidos ou gases. Ácidos fortes e alguns ácidos fracos são concentradas corrosivo , mas existem excepções, tais como carboranos e ácido bórico .

A segunda categoria de ácidos são os ácidos de Lewis , que formam uma ligação covalente com um par de electrões. Um exemplo é o trifluoreto de boro (BF 3 ), cujo átomo de boro tem um vago orbital que pode formar uma ligação covalente por partilha um par isolado de electrões num átomo de uma base, por exemplo o átomo de azoto em amonco (NH 3 ). Lewis considerou isto como uma generalização da definição de Bronsted, de modo que um ácido é uma espécie química que aceita pares de electrões, quer directamente ou por libertação de protões (H + ) para a solução, a qual, então, aceitar pares de electrões. No entanto, o cloreto de hidrogénio, ácido acético, e a maioria dos outros ácidos de Bronsted-Lowry não pode formar uma ligação covalente com um par de electrões e, portanto, não são ácidos de Lewis. Por outro lado, muitos ácidos de Lewis não são ácidos de Bronsted ou de Arrhenius-Lowry. Na terminologia moderna, um ácido é implicitamente um ácido de Bronsted e não um ácido de Lewis, uma vez que os químicos quase sempre se referem a um ácido de Lewis explicitamente como um ácido de Lewis .

Definições e conceitos

definições modernas estão preocupados com as reações químicas fundamentais comuns a todos os ácidos.

A maioria dos ácidos encontradas na vida cotidiana são soluções aquosas , ou pode ser dissolvido em água, assim que as definições de Arrhenius e Brønsted-Lowry são os mais relevantes.

A definição de Bronsted-Lowry, é a definição mais amplamente utilizado; a menos que especificado em contrário, as reacções ácido-base são assumidos para envolver a transferência de um protão (H + ) a partir de um ácido a uma base.

Íons hidrônio são ácidos de acordo com todas as três definições. Embora álcoois e aminas podem ser ácidos de Lowry-Brønsted, que também pode funcionar como bases de Lewis , devido aos pares de electrões solitários sobre os seus átomos de oxigénio e azoto.

ácidos de Arrhenius

Svante Arrhenius

O químico sueco Svante Arrhenius atribuídos as propriedades de acidez de iões de hidrogénio (H + ) ou protões em 1884. Um ácido de Arrhenius é uma substância que, quando adicionada à água, aumenta a concentração de H + iões na água. Note-se que os químicos frequentemente escrever H + ( aq ) e referem-se a iões de hidrogénio quando se descreve reacções de ácido-base, mas o núcleo de hidrogénio livre, um protão , não existe sozinho em água, que existe como o ião hidrónio, H 3 O + . Assim, um ácido de Arrhenius também pode ser descrito como uma substância que aumenta a concentração de iões de hidrónio, quando adicionado a água. Exemplos incluem substâncias moleculares, tais como HCl e ácido acético.

Um Arrhenius de base , por outro lado, é uma substância que aumenta a concentração de hidróxido (OH - ) iões quando dissolvido em água. Isto diminui a concentração de hidrónio porque os iões de reagir para formar H 2 O moléculas:

H 3 O +
(aq)
+ OH -
(aq)
⇌ H 2 O (l) + H 2 O (l)

Devido a este equilíbrio, qualquer aumento na concentração de hidrónio é acompanhada por uma diminuição na concentração de hidróxido. Deste modo, também pode ser referido um ácido de Arrhenius para ser um que diminui a concentração de hidróxido, enquanto que uma base de Arrhenius aumenta-lo.

Em uma solução ácida, a concentração de iões de hidrónio é maior do que 10 -7 mol por litro. Uma vez que o pH é definido como o logaritmo negativo da concentração de iões de hidrónio, soluções ácidas, assim, ter um pH inferior a 7.

Os ácidos de Bronsted-Lowry

ácido acético, CH3COOH, é composto por um grupo metilo, CH3, ligado quimicamente a um grupo carboxilato, COOH.  O grupo carboxilato pode perder um protão e doar para uma molécula de água, H20, deixando para trás uma CH3COO- etilo anião e criando um H3O hidrónio catião.  Esta é uma reacção de equilíbrio, de modo que o processo inverso também pode ter lugar.
Ácido acético , um ácido fraco , um doa protões (iões de hidrogénio, em destaque na verde) a água em uma reacção de equilíbrio, para dar o acetato de iões e o hidrónio iónica. Vermelho: oxigénio, preto: carbono, branco: hidrogénio.

Embora o conceito de Arrhenius é útil para a descrição de muitas reacções, é também bastante limitada no seu âmbito. Em 1923 químicos Johannes Nicolau Bronsted e Thomas Martin Lowry reconhecido independentemente de que as reacções de ácido-base envolve a transferência de um protão. Um ácido de Bronsted-Lowry (ou, simplesmente, ácido de Bronsted) é uma espécie que doa um protão a uma base de Bronsted-Lowry. Teoria ácido-base de Bronsted-Lowry tem várias vantagens sobre a teoria de Arrhenius. Considere as seguintes reacções de ácido acético (CH 3 COOH), o ácido orgânico que dá vinagre o seu sabor característico:

CH
3
COOH
+H
2
O
CH
3
COO -
+ H
3
O +
CH
3
COOH
+NH
3
CH
3
COO -
+ NH +
4

Ambas as teorias facilmente descrever a primeira reacção: CH 3 COOH actua como um ácido de Arrhenius uma vez que actua como uma fonte de H 3 O + , quando dissolvido em água, e que actua como um ácido de Bronsted pela doar um protão a água. No segundo exemplo, CH 3 COOH sofre a mesma transformação, neste caso doar um protão para amoníaco (NH 3 ), mas não se refere à definição de Arrhenius de um ácido porque a reacção não produz hidrónio. No entanto, CH 3 COOH é um tanto de Arrhenius e um ácido de Bronsted-Lowry.

Teoria de Bronsted-Lowry pode ser usado para descrever as reacções de compostos moleculares em solução não aquosa ou a fase gasosa. De cloreto de hidrogénio (HCl) e amoníaco combinar sob várias condições diferentes para formar cloreto de amónio , NH 4 Cl. Em solução aquosa de HCl comporta-se como ácido clorídrico e existe como iões hidrónio e cloreto. As reacções seguintes ilustram as limitações da definição de Arrhenius:

  1. H 3 O +
    (aq)
    + Cl -
    (aq)
    + NH 3 → Cl -
    (aq)
    + NH +
    4
    (aq) + H 2 O
  2. HCl (benzeno) + NH 3 (benzeno) → NH 4 Cl (s)
  3. HCl (g) + NH 3 (g) → NH 4 Cl (s)

Tal como acontece com as reacções do ácido acético, as duas definições trabalhar para o primeiro exemplo, onde a água é o solvente e ião hidrónio é formada pelo soluto HCl. As duas reacções seguintes não envolvem a formação de iões, mas ainda são reacções de transferência de protões. Na segunda reacção de cloreto de hidrogénio e amoníaco (dissolvido em benzeno ) reagem para formar o cloreto de amónio sólido em um solvente de benzeno e no terceiro HCl gasoso e NH 3 combinam-se para formar o sólido.

ácidos de Lewis

Um terceiro, apenas marginalmente relacionados com o conceito foi proposto em 1923 por Gilbert N. Lewis , que inclui as reacções com características ácido-base que não envolvem a transferência de um protão. Um ácido de Lewis é uma espécie que aceita um par de electrões a partir de uma outra espécie; em outras palavras, que é um aceitador de par de electrões. Reacções ácido-base de Bronsted são reacções de transferência de protões, enquanto reacções de ácido-base de Lewis são electrões transferências par. Muitos ácidos de Lewis não são ácidos de Brønsted-Lowry. Contraste como as seguintes reacções são descritas em termos da química ácido-base:

LewisAcid.png

Na primeira reacção de um ião fluoreto , F - , dá-se um par de electrões ao boro, trifluoreto de modo a formar o produto tetrafluoroborato . Fluoreto "perde" um par de electrões de valência , porque os electrões partilhados na ligação B-F estão localizados na região do espaço entre as duas atómicas núcleos e são, portanto, mais distante do núcleo de flúor do que são na ião fluoreto solitário. BF 3 é um ácido de Lewis, porque ele aceita o par de electrões a partir de fluoreto. Esta reacção não pode ser descrita em termos da teoria de Bronsted porque não existe transferência de protões. A segunda reacção pode ser descrito utilizando quer teoria. Um protão é transferida a partir de um ácido de Bronsted não especificado de amónia, uma base de Bronsted; alternativamente, amoníaco actua como uma base de Lewis e transfere um par de electrões para formar uma ligação com um ião hidrogénio. A espécie que ganha o par de electrões é um ácido de Lewis; por exemplo, o átomo de oxigénio em H 3 O + ganha um par de electrões quando uma das ligações H-S é quebrado e os electrões partilhados na ligação tornar-se localizada em oxigénio. Dependendo do contexto, um ácido de Lewis pode também ser descrito como um oxidante ou um electrófilo . Ácidos de Brõnsted orgânicos, tais como ácido acético, cítrico, ou ácido oxálico, não são ácidos de Lewis. Eles dissociar em água para produzir um ácido de Lewis, H + , mas ao mesmo tempo também se obter uma quantidade igual de uma base de Lewis (acetato, citrato, oxalato ou, respectivamente, para os ácidos mencionados). Poucos, se algum, dos ácidos descritos no seguinte são ácidos de Lewis.

Dissociação e equilíbrio

As reacções de ácidos são muitas vezes na forma generalizada HA ⇌ H + + A - , em que HA representa o ácido e A - representa a base conjugada . Esta reacção é referida como protólise . A forma protonada (HA) de um ácido também é por vezes referido como o ácido livre .

Pares ácido-base conjugados diferem por um protão, e podem ser interconvertidos por meio da adição ou remoção de um protão ( protonação e desprotonação , respectivamente). Note-se que o ácido pode ser as espécies carregadas e a base conjugada pode ser neutro, caso em que o esquema de reacção generalizado pode ser escrito como HA + ⇌ H + + A. Em solução existe um equilíbrio entre o ácido e a sua base conjugada. A constante de equilíbrio K é uma expressão das concentrações de equilíbrio das moléculas ou os iões em solução. Os parêntesis indicam concentração, de tal forma que [H 2 O] significa a concentração de H 2 S . A dissociação de ácido constante K um é geralmente utilizado no contexto de reacções de ácido-base. O valor numérico de K um é igual ao produto das concentrações dos produtos divididos pela concentração dos reagentes, em que o reagente é o ácido (HA) e os produtos são a base conjugada e H + .

Quanto mais forte de dois ácidos terá um maior K um do que o ácido mais fraco; a proporção de iões de hidrogénio para ácido será maior para o ácido mais forte como o ácido mais forte tem uma maior tendência para perder o seu protão. Porque a gama de valores possíveis para K uma abrange muitas ordens de grandeza, mais uma constante controlável, p K um é mais frequentemente utilizada, em que p K um = -log 10 K um . Ácidos mais fortes têm um p menor K um do que os ácidos mais fracos. Experimentalmente determinou p K um a 25 ° C em solução aquosa são frequentemente citados em livros de texto e material de referência.

Nomenclatura

No sistema de nomenclatura clássica, ácidos são nomeados de acordo com os seus ânions . Esse sufixo iônica é descartado e substituído por um novo sufixo (e às vezes prefixo), de acordo com a tabela abaixo. Por exemplo, HCl tem cloreto como seu anião, de modo que o sufixo -IDE torna assumir a forma de ácido clorídrico . No IUPAC sistema de nomenclatura, "aquosa" é simplesmente adicionado ao nome do composto iónico. Assim, para o cloreto de hidrogénio, o nome IUPAC seria cloreto de hidrogénio aquoso. O prefixo "hidro-" só é adicionado, se o ácido é constituído por apenas hidrogénio e um outro elemento.

sistema de nomeação clássica:

prefixo anion sufixo anion prefixo ácido sufixo ácido Exemplo
por comi por ácido ic ácido perclórico (HClO 4 )
comi ácido ic ácido clórico (HClO 3 )
eu te ácido ous ácido cloroso (HClO 2 )
hipopótamo eu te hipopótamo ácido ous ácido hipocloroso (HClO)
ide hidro ácido ic ácido clorídrico (HCl)

a força do ácido

A força de um ácido, refere-se à sua capacidade ou tendência para perder um protão. Um ácido forte é um que dissocia-se completamente em água; em outras palavras, uma mol de um ácido forte HA dissolve na água dando origem a uma molécula de H + e um mole de base conjugada, uma - , e nenhum do ácido HA protonada. Em contraste, um ácido fraco dissocia-se apenas parcialmente e em equilíbrio tanto o ácido e a base conjugada estão em solução. Exemplos de ácidos fortes são o ácido clorídrico (HCl), ido iodidrico (HI), ido bromrico (HBr), ácido perclórico (HClO 4 ), ácido nítrico (HNO 3 ) e ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ). Em água cada uma delas essencialmente ioniza 100%. Quanto mais forte é um ácido, mais facilmente ele perde um prot, H + . Dois factores principais que contribuem para a facilidade de desprotonação são a polaridade do-A H ligação simples e o tamanho do átomo de A, a qual determina a força da ligação H-A. Pontos fortes ácidos também são discutidos em termos da estabilidade da base conjugada.

Ácidos mais fortes têm uma maior K um e um p mais negativo K um do que os ácidos mais fracos.

Ácidos sulfónicos, que são oxiácidos orgânicos, são uma classe de ácidos fortes. Um exemplo comum é o ácido toluenossulfónico (ácido tosílico). Ao contrário do próprio ácido sulfúrico, ácidos sulfónicos podem ser sólidos. Na verdade, poliestireno funcionalizado em sulfonato de poliestireno é um plástico sólido fortemente acídico que é filtrável.

Superácidos são ácidos mais fortes do que 100% de ácido sulfúrico. Exemplos de superácidos são ácido fluorantimônico , ácido mágica e ácido perclórico . Superácidos pode protonar permanentemente água para dar iônicos, cristalina hydronium "sais". Eles também podem quantitativamente estabilizar carbocátions .

Embora K um mede a força de um composto ácido, a força de uma solução aquosa de ácido acético é medida pelo pH, que é uma indicação da concentração de hidrónio na solução. O pH de uma solução simples de um composto ácido em água é determinada por diluição do composto e do composto K um .

características químicas

ácidos monopróticos

Ácidos monopróticos, também conhecidos como ácidos monobásicos, são aqueles ácidos que são capazes de doar um protão por molécula durante o processo de dissociação (por vezes chamado de ionização), como mostrado abaixo (simbolizada por HA):

HA (aq) + H 2 O (l) ⇌ H 3 O +
(aq)
+ A -
(aq)
        K um

Exemplos comuns de ácidos monopróticos em ácidos minerais incluem ácido clorídrico (HCl) e ácido nítrico (HNO 3 ). Por outro lado, por ácidos orgânicos o termo indica principalmente a presença de um ácido carboxílico de grupo e por vezes estes ácidos são conhecidos como ácido monocarboxílico. Exemplos de ácidos orgânicos incluem ácido fórmico (HCOOH), ácido acético (CH 3 COOH) e ácido benzóico (C 6 H 5 COOH).

ácidos polipróticos

ácidos polipróticos, também conhecidos como ácidos polibásicos, é capaz de doar um protão mais do que por molécula de ácido, em contraste com ácidos monopróticos que só doar um protão por molécula. Tipos específicos de ácidos polipróticos têm nomes mais específicos, tais como diprótico (ou dibásico) ácido (dois protões potenciais para doar), e tripróticos (ou tribico) de ácido (três protões potenciais para doar).

Um ácido diprótico (aqui simbolizado por H 2 A) podem ser submetidos a um ou dois dissociações dependendo do pH. Cada dissociação tem sua própria constante de dissociação, K a1 e K a2 .

H 2 O (aq) + H 2 O (l) ⇌ H 3 O +
(aq)
+ HA -
(aq)
      K a1
HA -
(aq)
+ H 2 O (l) ⇌ H 3 O +
(aq)
+ A 2-
(aq)
      K a2

A primeira constante de dissociação é tipicamente maior do que o segundo; ou seja, K a1 > K a2 . Por exemplo, ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) pode doar um protão para formar o bissulfato de anião (HSO -
4
), para os quais K a1 é muito grande; em seguida, ele pode doar um protão segundo para formar o sulfato de anião (SO 2-
4
), em que o K a2 é a força intermediário. A grande K a1 para a primeira dissociação faz sulfúrico um ácido forte. De um modo semelhante, a fraco instável ácido carbónico (H 2 CO 3 ) pode perder um protão para formar bicarbonato de anião (HCO -
3
)
e perder um segundo para formar carbonato de anião (CO 2-
3
). Ambos K de valores são pequenos, mas K a1 > K a2 .

Um ácido tripróticos (H 3 A) pode ser submetida a uma, duas, ou três dissociações e tem três constantes de dissociação, onde K a1 > K a2 > K a3 .

H 3 A (aq) + H 2 O (l) ⇌ H 3 O +
(aq)
+ H 2 O -
(aq)
        K a1
H 2 O -
(aq)
+ H 2 O (l) ⇌ H 3 O +
(aq)
+ HA 2-
(aq)
      K a2
HA 2-
(aq)
+ H 2 O (l) ⇌ H 3 O +
(aq)
+ A 3-
(aq)
        K a3

Um inorgânico exemplo de um ácido tripróticos é o ácido ortofosfórico (H 3 PO 4 ), geralmente apenas chamado ácido fosfórico . Todos os três protões pode ser sucessivamente perdido para produzir H 2 PO -
4
, em seguida, HPO 2-
4
, e, finalmente, PO 3-
4
, o ião ortofosfato, geralmente apenas chamado fosfato . Mesmo que as posições dos três protões sobre a molécula de ácido fosfórico original são equivalentes, o sucessivo K a valores diferem, uma vez que é energeticamente menos favorável para perder um prot se a base conjugado é carregado mais negativamente. Uma orgânico exemplo de um ácido tripróticos é ácido cítrico , que pode perder sucessivamente três protões para finalmente formar o citrato de iões.

Embora a perda subsequente de cada ião de hidrogénio é menos favorável, todas as bases conjugadas estão presentes em solução. A concentração fraccionada, α (alfa), para cada espécie pode ser calculada. Por exemplo, um ácido diprótico genérico gerará 3 espécies em solução: H 2 A, HA - , e A 2- . As concentrações fraccionais pode ser calculada como a seguir, quando administrado, quer o pH (que pode ser convertido para a [H + ]) ou as concentrações do ácido com todas as suas bases conjugadas:

Uma parcela destas concentrações fraccionais contra o pH, para um dado K 1 e K 2 , é conhecida como uma trama Bjerrum . Um padrão é observado nas equações acima e pode ser expandido para o geral n ácido -protic que foi desprotonada i -times:

onde K 0 = 1 e os outros K-termos são as constantes de dissociação para o ácido.

Neutralização

Ácido clorídrico (em proveta ) a reacção com amoníaco fumos para a produção de cloreto de amónio (fumo branco).

A neutralização é a reacção entre um ácido e uma base, produzindo um sal e uma base neutralizado; por exemplo, ácido clorídrico e hidróxido de sódio a forma de cloreto de sódio e água:

HCl (aq) + NaOH (aq) → H 2 O (l) + NaCl (aq)

A neutralização é a base de titulação , em que um indicador de pH mostra ponto de equivalência quando o número equivalente de moles de uma base foram adicionados a um ácido. Muitas vezes é erradamente assumido que a neutralização deve resultar numa solução com pH 7,0, o que só é o caso com as forças de ácidos e bases semelhantes durante uma reacção.

A neutralização com uma base mais fraca do que os resultados de ácido em um sal fracamente ácida. Um exemplo é o fracamente ácida de cloreto de amónio , o qual é produzido a partir do ácido forte de cloreto de hidrogénio e a base fraca amoníaco . Por outro lado, neutralização de um ácido fraco com uma base forte, dá um sal fracamente básico, por exemplo fluoreto de sódio a partir de fluoreto de hidrogénio e hidróxido de sódio .

Fraco equilíbrio ácido-base fraca

A fim de um ácido protonado a perder um prot, o pH do sistema deve elevar-se acima do p K um do ácido. A concentração diminuiu de H + em que a solução de base desloca o equilíbrio no sentido da forma base conjugada (a forma desprotonada do ácido). Em inferior de pH (as soluções mais ácidas), existe uma suficiente alta H + de concentração na solução para fazer com que o ácido a permanecer na sua forma protonada.

Soluções de ácidos fracos e os seus sais de bases conjugadas formar soluções tampão .

Titulação

Para determinar a concentração de um ácido, numa solução aquosa, uma titulação ácido-base é geralmente realizada. Uma solução de base forte com uma concentração conhecida, geralmente NaOH ou KOH, é adicionado para neutralizar a solução de ácido de acordo com a mudança de cor do indicador com a quantidade de base adicionada. A curva de titulação de um ácido titulado por uma base tem dois eixos, com o volume de base no eixo x e o valor do pH da solução no eixo y. O pH da solução sobe sempre como a base é adicionada à solução.

Exemplo: ácido diprótico

Esta é uma curva de titulação ideal para alanina , um aminoácido diprótico. O ponto 2 é o primeiro ponto equivalente, desde que a quantidade de NaOH adicionada é igual à quantidade de alanina na solução original.

Para cada curva de titulação ácido diprótico, da esquerda para a direita, existem dois pontos médios, dois pontos de equivalência, e duas regiões de tampão.

ponto de equivalência

Devido aos processos de dissociação sucessivas, há dois pontos de equivalência na curva de titulação de um ácido diprótico. O primeiro ponto de equivalência ocorre quando todos os primeiros iões hidrogénio a partir do primeiro ionização são tituladas. Em outras palavras, a quantidade de OH - adicionada é igual à quantidade inicial de H 2 A no primeiro ponto de equivalência. O segundo ponto de equivalência ocorre quando todos os iões hidrogénio são tituladas. Portanto, a quantidade de OH - adicionada é igual a duas vezes a quantidade de H 2 O no momento. Para um ácido diprótico fraco titulada por uma base forte, o segundo ponto de equivalência devem ocorrer a um pH acima de 7, devido à hidrólise dos sais resultou na solução. Em cada ponto de equivalência, a adição de uma gota de base irá fazer com que o maior subida do valor pH no sistema.

regiões de buffer e pontos intermédios

Uma curva de titulação de um ácido diprótico contém dois pontos médios onde pH = pK um . Uma vez que existem dois diferentes K a valores, o primeiro ponto médio ocorre a pH = pKa a1 um e o segundo ocorre a pH = pKa a2 . Cada segmento da curva que contém um ponto central no seu centro é chamada região do tampão. Uma vez que as regiões de tampão constituído por ácido e a sua base conjugada, que pode resistir a variações de pH quando a base é adicionada até os seguintes pontos equivalentes.

Aplicações de ácidos

Ácidos existem universalmente em nossa vida. Existem ambos os numerosos tipos de compostos de ácidos naturais com funções biológicas e ácidos sintetizados maciços que são utilizados em muitas formas.

Na industria

Os ácidos são reagentes fundamentais no tratamento de quase todos os processos na indústria de hoje. Ácido sulfúrico, um ácido diprótico, é o ácido mais amplamente utilizado na indústria, que é também o produto químico industrial mais produzido em todo o mundo. É utilizado principalmente na produção de fertilizantes, detergente, baterias e corantes, bem como usado no processamento de muitos produtos, tais como a remoção de impurezas. De acordo com os dados estatísticos, em 2011, a produção anual de ácido sulfúrico foi de cerca de 200 milhões de toneladas em todo o mundo. Por exemplo, os minerais de fosfato reagem com o ácido sulfúrico para produzir o ácido fosfórico para a produção de adubos de fosfato, e de zinco é produzido por dissolução de óxido de zinco em ácido sulfúrico, purificar a solução e electroprodução.

Na indústria química, os ácidos reagem em reacções de neutralização para a produção de sais. Por exemplo, o ácido nítrico reage com amónia para produzir nitrato de amónio , um fertilizante. Além disso, os ácidos carboxílicos podem ser esterificados com os álcoois, para produzir os ésteres .

Os ácidos são muitas vezes usadas para remover a oxidação e outros tipos de corrosão de metais em um processo conhecido como decapagem . Eles podem ser utilizados como um electrólito de uma bateria de célula húmida , tais como o ácido sulfúrico em uma bateria de carro .

Na comida

Água carbonatada (H 2 CO 3 solução aquosa) é um dos principais ingredientes listados a folha ingrediente de uma lata de Coca-Cola.

O ácido tartárico é um componente importante de alguns alimentos comumente utilizados como mangas amadurecidas e tamarindo. Frutas e vegetais naturais também contêm ácidos. Ácido cítrico está presente em laranjas, limão e outros citrinos. O ácido oxálico está presente no tomate, espinafre, e especialmente em carambola e ruibarbo ; folhas de ruibarbo e carambolas verdes são tóxicos devido a altas concentrações de ácido oxálico. Ácido ascórbico (vitamina C) é uma vitamina essencial para o corpo humano e está presente em alimentos tais como Amla ( groselha indiana ), limão, citrinos, e goiaba.

Muitos ácidos podem ser encontrados em vários tipos de alimentos como aditivos, como eles alteram seu gosto e servir como conservantes. Ácido fosfórico , por exemplo, é um componente de cola bebidas. O ácido acético é utilizado na vida do dia-a-dia, como o vinagre. O ácido cítrico é utilizado como um conservante em molhos e picles.

O ácido carbónico é um aditivo de ácido mais comum que é amplamente adicionado em refrigerantes s, tais como a Coca-Cola . Durante o processo de fabricação de bebidas não alcoólicas, CO 2 geralmente é pressurizado para dissolver nestas bebidas para gerar ácido carbónico. O ácido carbónico é muito instável e tendem a decompor-se em água e de CO 2 em temperatura e pressão normal. Portanto, quando abrimos as garrafas ou latas destes tipos de refrigerantes, CO 2 bolhas de sair e, assim, nos sentimos 'faíscas'.

Certos ácidos são utilizados como drogas. O ácido acetilsalicílico (aspirina) é utilizado como um analgésico e para a trazer para baixo febres.

Em corpos humanos

Ácidos desempenham papéis importantes no corpo humano. O ácido clorídrico presente no estômago auxilia a digestão por quebrar moléculas de alimentos grandes e complexas. Os aminoácidos são necessários para a síntese de proteínas necessárias para o crescimento e reparação de tecidos do corpo. Os ácidos gordos também são necessários para o crescimento e reparação de tecidos do corpo. Os ácidos nucleicos são importantes para a produção de ADN e ARN e de transmissão de traços a descendência através de genes. O ácido carbónico é importante para a manutenção do equilíbrio de pH do corpo.

Os corpos humanos conter uma variedade de compostos orgânicos e inorgânicos, entre os ácidos dicarboxílicos desempenham um papel essencial em muitas funções biológicas. Muitos desses ácidos são os aminoácidos que servem, principalmente, como materiais para a síntese de proteínas. Outros ácidos fracos servir como tampões com as suas bases conjugadas para manter o pH do corpo de sofrer alterações de grande escala que seriam prejudiciais para as células. O resto dos ácidos dicarboxilicos também participam na síntese de vários compostos biologicamente importantes em corpos humanos.

catálise ácida

Os ácidos são utilizados como catalisadores na indústria química e biológica; por exemplo, o ácido sulfúrico é utilizado em quantidades muito grandes no alquilação processo para a produção de gasolina. Alguns ácidos, tais como ácido sulfúrico, fosfórico, e os ácidos clorídrico, também efeito de desidratação e as reacções de condensação . Na bioquímica, muitas enzimas empregar catálise ácida.

ocorrência biológica

Estrutura básica de um aminoácido .

Muitas moléculas biologicamente importantes são os ácidos. Os ácidos nucleicos , que contêm ácidas grupos fosfato , incluem ADN e ARN . Os ácidos nucleicos contêm o código genético que determina muitas das características de um organismo, e é passada de pais para filhos. ADN contém o plano químico para a síntese de proteínas , que são constituídos por aminoácidos subunidades. As membranas celulares contêm ácidos gordos ésteres tais como fosfolípidos .

Um ácido α-amino tem um átomo de carbono central (o α ou alfa de carbono ) que está covalentemente ligado a um carboxilo grupo (assim eles são ácidos carboxílicos ), um amino grupo, um átomo de hidrogénio e um grupo variável. O grupo variável, também chamado o grupo R da cadeia lateral ou, determina a identidade e muitas das propriedades de um aminoácido específico. Em glicina , o aminoácido mais simples, o grupo R é um átomo de hidrogénio, mas em todos os outros aminoácidos, é contém um ou mais átomos de carbono ligado a átomos de hidrogénio, e podem conter outros elementos tais como enxofre, oxigénio ou azoto. Com a excepção da glicina, aminoácidos que ocorrem naturalmente são quiral e quase invariavelmente ocorrer no G configuração- . Peptidoglicanos , encontrado em alguns bacterianas paredes celulares contém alguns D -aminoácidos. A pH fisiológico, tipicamente cerca de 7, existem aminoácidos livres numa forma carregada, em que o grupo carboxilo ácido (COOH) perde um prot (-COO - ) e o grupo amina básico (-NH 2 ) receber um próton (-NH +
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). A molécula inteira tem uma carga neutra líquida e é um ião dipolar , com a excepção de aminoácidos com cadeias laterais bicas ou idas. Ácido aspártico , por exemplo, possui uma amina protonados e desprotonados, dois grupos carboxilo, por uma carga global de -1, a pH fisiológico.

Ácidos gordos e derivados de ácidos gordos são outro grupo de ácidos carboxílicos que desempenham um papel importante na biologia. Estes contêm hidrocarbonetos de cadeia longa e um grupo ácido carboxílico em uma extremidade. A membrana de células de quase todos os organismos é essencialmente constituída por uma bicamada fosfolipídica , uma micela de ésteres de ácidos gordos hidrófobos com polares, hidrofílicos fosfato de grupos "cabeça". As membranas conter componentes adicionais, alguns dos quais podem participar nas reacções de ácido-base.

Nos seres humanos e muitos outros animais, o ácido clorídrico é uma parte do ácido gástrico segregado dentro do estômago para ajudar a hidrolisar proteínas e polissacáridos , assim como a conversão da pró-enzima inactiva, pepsinogénios na enzima , a pepsina . Alguns organismos produzem ácidos de defesa; por exemplo, formigas produzir ácido fórmico .

Equilíbrio ácido-base desempenha um papel crítico na regulação de mamífero respiração. Oxigénio gás (O 2 ) acciona a respiração celular , o processo pelo qual os animais libertar o produto químico energia potencial armazenada nos alimentos, produzindo dióxido de carbono (CO 2 ) como um subproduto. Oxigénio e dióxido de carbono são trocados nos pulmões , e o corpo responde às novas exigências de energia ajustando-se a taxa de ventilação . Por exemplo, durante períodos de esforço do corpo decompõe-se rapidamente armazenados hidratos de carbono e gordura, libertando CO 2 para a corrente sanguínea. Em soluções aquosas, tais como sangue CO 2 existe em equilíbrio com o ácido carbónico e bicarbonato de iões.

CO 2 + H 2 O ⇌ H 2 CO 3 ⇌ H + + HCO -
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É o decréscimo do pH que sinaliza o cérebro para respirar mais rápida e profunda, expelindo o excesso de CO 2 e o reabastecimento das células com o O 2 .

A aspirina (ácido acetilsalicílico) é um ácido carboxílico .

As membranas celulares são geralmente impermeável à carregadas ou grandes moléculas polares, por causa das lipofílicas cadeias de acilo gordo compreendendo seu interior. Muitas moléculas biologicamente importantes, incluindo um número de agentes farmacêuticos, são ácidos fracos orgânicos que podem atravessar a membrana na sua forma protonada, n carregado, mas não na sua forma carregada (isto é, como a base conjugada). Por esta razão, a actividade de muitas drogas podem ser reforçada ou inibida pela utilização de antiácidos ou alimentos ácidos. A forma carregada, no entanto, é muitas vezes mais solúvel no sangue e no citosol ambientes aquosos, ambos. Quando o ambiente extracelular é mais ácida do que a pH neutro no interior da célula, certos ácidos irá existir na sua forma neutra e será membrana solúvel, permitindo-lhes atravessar a bicamada fosfolipídica. Ácidos que perdem um protão no pH intracelular irá existir na sua forma solúvel, carregadas e, assim, são capazes de se difundir através do citosol para o seu alvo. O ibuprofeno , a aspirina e penicilina são exemplos de medicamentos que são ácidos fracos.

ácidos comuns

Os ácidos minerais (ácidos inorgânicos)

idos sulficos

Um ácido sulfónico tem a fórmula geral RS (= O) 2 -OH, onde R é um radical orgânico.

ácidos carboxílicos

Um ácido carboxílico tem a fórmula geral RC (O) OH, onde R é um radical orgânico. O grupo carboxilo? C (O) OH contém um carbonilo grupo, C = O, e um grupo hidroxilo grupo, OH.

ácidos carboxílicos halogenados

A halogenação na posição alfa aumenta a força do ácido, de modo a que os seguintes ácidos são todos mais fortes do que o ácido acético.

ácidos carboxílicos vinoga

Ácidos carboxílicos normais são a união directa de um grupo carbonilo e um grupo hidroxilo. Em vinoga ácidos carboxílicos, uma ligação dupla carbono-carbono separa os grupos carbonilo e hidroxilo.

Ácidos nucleicos

Referências

links externos