lunes, 22 de abril de 2013

Reacción Ácido-Base

                                            Reacción Ácido-Base

Una reacción ácido-base o reacción de neutralizacion es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base . Existen varios conceptos que proporcionan definiciones alternativas para los mecanismos de reacción involucrados en estas reacciones, y su aplicación en problemas en disolución relacionados con ellas. A pesar de las diferencias en las definiciones, su importancia se pone de manifiesto como los diferentes métodos de análisis cuando se aplica a reacciones ácido-base de especies gaseosas o líquidas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser algo menos evidente. El primero de estos conceptos científicos de ácidos y bases fue proporcionado por el químico francés Antoine Lavoisier, alrededor de 1776.




Teorías ácido-base históricas

Definición de Lavoisier

Dado que el conocimiento de Lavoisier de los ácidos fuertes estaba restringido principalmente a los oxiácidos, que tienden a contener átomos centrales en un alto estado de oxidación rodeados de átomos de oxígeno, tales como el HNO3 y el H2SO4, y puesto que no era consciente de la verdadera composición de los ácidos hidrácidos (HF, HCl, HBr, y HI), definió los ácidos en términos de su “oxígeno” contenido, que él llamó de esta forma a partir de las palabras griegas que significan "formador de ácido" (del griego οξυς (oxys) que significa "ácido" o "sostenido" y γεινομαι (geinomai) que significa "engendrar"). La definición de Lavoisier, se celebró como una verdad absoluta durante más de 30 años, hasta el artículo de 1810 y posteriores conferencias a cargo de Sir Humphry Davy en las que demostró la carencia de oxígeno en el H2S, H2Te y los hidrácidos.

Definición de Liebig

Esta definición fue propuesta por Justus von Liebig, aproximadamente en 1838, sobre la base de su extensa obra acerca de la composición química de los ácidos orgánicos. Esto acabó con la distinción doctrinal entre ácidos basados en el oxígeno y ácidos basados en hidrógeno, iniciada por Davy. Según Liebig, un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno que puede ser reemplazado por un metal. La definición de Liebig, aún siendo completamente empírica, se mantuvo en uso durante casi 50 años, hasta la adopción de la definición de Arrhenius.




Teorías ácido-base comunes

Definición de Arrhenius


Svante Arrhenius.
La definición de Arrhenius de las reacciones ácido-base es un concepto ácido-base más simplificado desarrollado por el químico sueco Svante Arrhenius, que fue utilizado para proporcionar una definición más moderna de las bases que siguió a su trabajo con Friedrich Wilhelm Ostwald en el que establecían la presencia de iones en solución acuosa en 1884, y que llevó a Arrhenius a recibir el Premio Nobel de Química en 1903 como "reconocimiento de sus extraordinarios servicios... prestados al avance de la química por su teoría de la disociación electrolítica".
Tal como se definió en el momento del descubrimiento, las reacciones ácido-base se caracterizan por los ácidos de Arrhenius, que se disocian en solución acuosa formando iones hidrógeno (H+), reconocidos posteriormente como ion hidronio (H3O+), y las bases de Arrhenius que forman aniones hidróxilo (OH). Más recientemente, las recomendaciones de la IUPAC sugieren ahora el término más nuevo de "oxonio" ,en lugar de el también aceptado y más antiguo de "hidronio" para ilustrar los mecanismos de reacción, tales como los de las definiciones de Bronsted-Lowry y sistemas solventes, más claramente que con la definición de Arrhenius que actúa como un simple esquema general del carácter ácido-base. La definición de Arrhenius se puede resumir como "los ácidos de Arrhenius forman iones hidrógeno en solución acuosa, mientras que las bases de Arrhenius forman iones hidróxilo".
La tradicional definición acuosa de ácido-base del concepto de Arrhenius se describe como la formación de agua a partir de iones hidrógeno e hidróxilo, o bien como la formación de iones hidrógeno e hidróxilo procedentes de la disociación de un ácido y una base en solución acuosa:

H+ (aq) + OH (aq) está en equilibrio con H2O

(En los tiempos modernos, el uso de H+ se considera como una abreviatura de H3O+, ya que actualmente se conoce que el protón aislado H+ no existe como especie libre en solución acuosa.)
Esto conduce a la definición de que, en las reacciones ácido-base de Arrhenius, se forma una sal y agua a partir de la reacción entre un ácido y una base. En otras palabras, es una reacción de neutralización.
ácido+ + base → sal + agua
Los iones positivos procedentes de una base forma una sal con los iones negativos procedentes de un ácido. Por ejemplo, dos moles de la base hidróxido de sodio (NaOH) pueden combinarse con un mol de ácido sulfúrico (H2SO4) para formar dos moles de agua y un mol de sulfato de sodio.
2 NaOH + H2SO4 → 2 H2O + Na2SO4




Definición de Brønsted-Lowry

La definición de Brønsted-Lowry, formulada independientemente por sus dos autores Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry en 1923, se basa en la idea de la protonación de las bases a través de la desprotonación de los ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos de "donar" iones hidrógeno (H+) a las bases, quienes a su vez, los "aceptan". A diferencia de la definición de Arrhenius, la definición de Brønsted-Lowry no se refiere a la formación de sal y agua, sino a la formación de ácidos conjugados y bases conjugadas, producidas por la transferencia de un protón del ácido a la base.
En esta definición, un "ácido es un compuesto que puede donar un protón, y una base es un compuesto que puede recibir un protón". En consecuencia, una reacción ácido-base es la eliminación de un ion hidrógeno del ácido y su adición a la base. Esto no se refiere a la eliminación de un protón del núcleo de un átomo, lo que requeriría niveles de energía no alcanzables a través de la simple disociación de los ácidos, sino a la eliminación de un ion hidrógeno (H+).
La eliminación de un protón (ion hidrógeno) de un ácido produce su base conjugada, que es el ácido con un ion hidrógeno eliminado, y la recepción de un protón por una base produce su ácido conjugado, que es la base con un ion hidrógeno añadido.
Por ejemplo, la eliminación de H+ del ácido clorhídrico (HCl) produce el anión cloruro (Cl), base conjugada del ácido::
HCl → H+ + Cl
La adición de H+ al anión hidróxido (OH), una base, produce agua (H2O), su ácido conjugado:
H+ + OH → H2O
Así, la definición de Brønsted-Lowry abarca la definición de Arrhenius, pero también extiende el concepto de reacciones ácido-base a sistemas en los que no hay agua involucrada, tales como la protonación del amoníaco, una base, para formar el catión amonio, su ácido conjugado:
H+ + NH3 → NH4+
Esta reacción puede ocurrir en ausencia de agua, como en la reacción del amoníaco con el ácido acético:
CH3COOH + NH3 → NH4+ + CH3COO
Esta definición también proporciona un marco teórico para explicar la disociación espontánea del agua en bajas concentraciones de iones hidronio e hidróxido:
2 H2O está en equilibrio con H3O+ + OH
El agua, al ser anfótero, puede actuar como un ácido y como una base; aquí, una molécula de agua actúa como un ácido, donando un ion H+ y formando la base conjugada, OH, y una segunda molécula de agua actúa como una base, aceptando el ion H+ y formando el ácido conjugado, H3O+.
Entonces, la fórmula general para las reacciones ácido-base, de acuerdo a la definición de Brønsted-Lowry, es:
AH + B → BH+ + A
donde AH representa el ácido, B representa la base, y BH+ representa el ácido conjugado de B, y A representa la base conjugada de AH






Definición de Lewis

La definición de Lewis de las reacciones ácido-base, propuesta por Gilbert N. Lewis en 1923 es además, una generalización que comprende la definición de Brønsted-Lowry y las definiciones de sistema solvente.En lugar de definir las reacciones ácido-base en términos de protones o de otras sustancias enlazadas, la propuesta de Lewis define a una base (conocida como base de Lewis) al compuesto que puede donar un par electrónico, y un ácido (un ácido de Lewis) como un compuesto que puede recibir dicho par electrónico.
Por ejemplo, si consideramos la clásica reacción acuosa ácido-base:
HCl (aq) + NaOH (aq) → H2O (l) + NaCl (aq)
La definición de Lewis no considera esta reacción como la formación de una sal y agua o la transferencia de H+ del HCl al OH. En su lugar, considera como ácido al propio ion H+, y como base al ion OH, que tiene un par electrónico no compartido. En consecuencia, aquí la reacción ácido-base, de acuerdo con la definición de Lewis, es la donación del par electrónico del ion OH al ion H+. Esto forma un enlace covalente entre H+ y OH, que produce agua (H2O).
Al tratar las reacciones ácido-base en términos de pares de electrones en vez de sustancias específicas, la definición de Lewis se puede aplicar a reacciones que no entran dentro de ninguna de las otras definiciones de reacciones ácido-base. Por ejemplo, un catión plata se comporta como un ácido con respecto al amoníaco, que se comporta como una base, en la siguiente reacción:
Ag+ + 2 :NH3 → [H3N:Ag:NH3]+
El resultado de esta reacción es la formación de un aducto de amoníaco-plata.
En reacciones entre ácidos de Lewis y bases de Lewis, ocurre la formación de un aducto cuando el orbital molecular ocupado más alto (HOMO) de una molécula, tal como el NH3, con pares de electrones solitarios disponibles dona pares de electrones libres al orbital molecular más bajo no ocupado (LUMO) de una molécula deficiente en electrones, a través de un enlace covalente coordinado; en tal reacción, la molécula interactuante HOMO actúa como una base, y la molécula interactuante LUMO actúa como un ácido. En moléculas altamente polares, como el trifluoruro de boro (BF3), el elemento más electronegativo atrae los electrones hacia sus propios orbitales, proporcionando una cierta carga positiva sobre el elemento menos electronegativo y una diferencia en su estructura electrónica debido a las posiciones de sus electrones en orbitales axiales o ecuatoriales, produciendo efectos repulsivos de las interacciones "par solitario-par enlazante" entre los átomos enlazados en exceso con aquellos provistos de interacciones par enlazante-par enlazante. Los aductos que involucran iones metálicos se conocen como compuestos de coordinación.



Definición de sistema disolvente

Esta definición se basa en una generalización de la definición anterior de Arrhenius a todos los solventes autodisociables.
En todos estos disolventes, hay una cierta concentración de especies positivas, cationes solvonio, y especies negativas, aniones solvato, en equilibrio con las moléculas neutras del disolvente. Por ejemplo, el agua y el amoníaco se disocian en iones oxonio e hidróxido, y amonio y amida, respectivamente:
2 H2O está en equilibrio con H3O+ + OH
2 NH3 está en equilibrio con NH4+ + NH2
Algunos sistemas apróticos también sufren estas disociaciones, tales como el tetraóxido de dinitrógeno en nitrosonio y nitrato, y el tricloruro de antimonio, en dicloroantimonio y tetracloroantimoniato:
N2O4 está en equilibrio con NO+ + NO3
2 SbCl3 está en equilibrio con SbCl2+ + SbCl4
Un soluto que ocasiona un aumento en la concentración de los cationes solvonio y una disminución en los aniones solvato es un ácido, y uno que hace lo inverso es una base. En consecuencia, en amoníaco líquido, el KNH2 (que suministra NH2-) es una base fuerte, y el NH4NO3 (que suministra NH4+) es un ácido fuerte. En dióxido de azufre líquido, los compuestos de tionilo (que suministran SO2+) se comportan como ácidos, y los de sulfitos (que suministran SO32−) se comportan como bases.
Las reacciones ácido-base no acuosas en amoníaco líquido son similares a las reacciones en agua:
2 NaNH2 (base) + Zn(NH2)2 (amida anfifílica) → Na2[Zn(NH2)4]
2 NH4I (ácido) + Zn(NH2)2 (amida anfifílica) → [Zn(NH3)4)]I2
El ácido nítrico puede ser una base en ácido sulfúrico:
HNO3 (base) + 2 H2SO4 → NO2+ + H3O+ + 2 HSO4
Lo que distingue a esta definición se muestra en la descripción de las reacciones en disolventes apróticos, por ejemplo,N2O4:
AgNO3 (base) + NOCl (ácido) → N2O4 + AgCl
Puesto que la definición de sistema disolvente depende tanto del solvente, como del compuesto mismo, un mismo compuesto puede cambiar su comportamiento dependiendo en la elección del disolvente. Así, el HClO4 es un ácido fuerte en agua, un ácido débil en ácido acético, y una base débil en ácido fluorosulfónico.





































Neutralización

                        Neutralización


Una neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene sal neutra y agua. Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene su respectiva especie conjugada y agua. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de cationes hidrógeno y de aniones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal. Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor.
Generalmente la siguiente reacción ocurre:
ácido + base → sal haloidea + agua
Este tipo de reacciones son especialmente útiles como técnicas de análisis cuantitativo. En este caso se puede usar una solución indicadora para conocer el punto en el que se ha alcanzado la neutralización completa. Algunos indicadores son la fenolftaleína (si los elementos a neutralizar son ácido clorhídrico e hidróxido de sodio), azul de safranina, el azul de metileno, etc. Existen también métodos electroquímicos para lograr este propósito como el uso de un pHmetro o la conductimétria.
- Cuando la neutralización se produce entre una base fuerte y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis produciéndose iones hidróxido, por lo que el pH es > 7.
- Cuando la neutralización se produce entre una base débil y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis al igual que el catión de la base, por lo que el pH es < 7 si es más débil la base y es >7 si es más débil el ácido.
La elección del indicador adecuado para determinar el punto de equivalencia dependerá del pH final, que tiene que estar dentro del intervalo en el que el indicador sufre el cambio de color.

Ejemplos:
Hidróxido de sodio mas ácido carbónico que forma carbonato de sodio mas agua:
  •  2NaOH \ +\ H_2CO_3\ \rightarrow\ Na_2CO_3\ +\  2H_2O
Ácido nítrico mas hidróxido de aluminio que forma nitrato de aluminio mas agua:
  • 3HNO_3\ +\ Al(OH)_3\ \rightarrow\ Al(NO_3)_3\ +\ 3H_2O

Neutralización En un matraz ponemos una disolución de ácido clorhídrico y añadimos unas gotas del indicador fenolftaleína. La fenolftaleína es un indicador que en medio ácido es incoloro, mientras que en medio básico adquiere un color rosa. En principio la disolución es ácida e incolora.
Ahora colocamos en una bureta una disolución de hidróxido de sodio y la abrimos un poco. A medida que cae hidróxido de sodio, éste va reaccionando con el ácido clorhídrico para formar cloruro de sodio y agua, con lo que la concentración del ácido disminuye y el pH aumenta. Cuando se ha consumido todo el ácido, la siguiente gota de base que se añade vuelve a la disolución básica, y el indicador cambia al color rosa. En ese momento sabemos que todo el ácido ha sido neutralizado.eso es neutralizacion
Las neutralizaciones se producen de "equivalente a equivalente". Un equivalente gramo es igual a la masa molar dividida la carga del ión por lo tanto M (molaridad)/carga del ión=N (normalidad). La fórmula que permite calcular volúmenes necesarios para neutralizar una sustancia es N1 x v1= N2x V2.

Bases


                                                          Bases                                  

Una base es, en primera aproximación (según Arrhenius), cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones OH al medio. Un ejemplo claro es el hidróxido potásico, de fórmula KOH:
KOH → OH + K+ (en disolución acuosa)
Los conceptos de base y ácido son contrapuestos. Para medir la basicidad (o alcalinidad) de un medio acuoso se utiliza el concepto de pOH, que se complementa con el de pH, de forma tal que pH + pOH = pKw, (Kw en CNPT es igual a 10−14). Por este motivo, está generalizado el uso de pH tanto para ácidos como para bases.



Distintas definiciones de base.

La definición inicial corresponde a la formulada en 1887 por Svante August Arrhenius.
La Teoría ácido-base de Brønsted-Lowry, formulada por Brønsted y Lowry en 1923, dice que una base es aquella sustancia capaz de aceptar un protón (H+). Esta definición engloba la anterior: en el ejemplo anterior, el KOH al disociarse en disolución da iones OH, que son los que actúan como base al poder aceptar un protón. Esta teoría también se puede aplicar en disolventes no acuosos.
Lewis en 1923 amplió aún más la definición de ácidos y bases, aunque esta teoría no tendría repercusión hasta años más tarde. Según la teoría de Lewis una base es aquella sustancia que puede donar un par de electrones. El ion OH, al igual que otros iones o moléculas como el NH3, H2O, etc., tienen un par de electrones no enlazantes, por lo que son bases. Todas las bases según la teoría de Arrhenius o la de Brønsted y Lowry son a su vez bases de Lewis.
  • Ejemplos de bases de Arrhenius: NaOH, KOH, Al(OH)3.
  • Ejemplos de bases de Brønsted y Lowry: NH3, S2−, HS.

Propiedades de las bases

Finalmente, según Boyle, bases son aquellas sustancias que presentan las siguientes propiedades:
  • Poseen un sabor amargo característico.
  • Sus disoluciones conducen la corriente eléctrica.
  • Cambian el papel tornasol rojo en azul.
  • La mayoría son irritantes para la piel (cáusticos).
  • Tienen un tacto jabonoso.
  • Son solubles en agua (sobre todo los Álcalis).
  • Sus átomos se rompen con facilidad.
  • Reaccionan con ácidos formando sal y agua.

Fuerza de una base

Una base fuerte es la que se disocia completamente en el agua, es decir, aporta el máximo número de iones OH. El hidróxido potásico es un ejemplo de una base fuerte.
Una base débil también aporta iones OH al medio, pero está en equilibrio el número de moléculas disociadas con las que no lo están.
\rm Al(OH)_3 \rightleftharpoons 3 OH^- + Al^{3+}
En este caso, el hidróxido de aluminio está en equilibrio (descomponiéndose y formándose) con los iones que genera.


Nomenclatura de bases

Para crear una base usando diversas nomenclaturas para ellas tomadas a partir de los nombres de los elementos y juntándolos con un ion hidroxilo (OH), tomando el número de valencia del elemento y combinarlos (cambiándolos de posición) como se muestra en la tabla:
Fórmula Tradicional Stock IUPAC
Cu(OH) Hidróxido cuproso Hidróxido de cobre (I) Monohidróxido de cobre
Cu(OH)2 Hidróxido cúprico Hidróxido de cobre (II) Dihidróxido de cobre
Cuando un elemento tiene más de dos valencias no se le pone nomenclatura tradicional. Al usar la menor valencia, el elemento termina en oso y cuando se usa la mayor termina en ico. En la nomenclatura IUPAC se le va a dar una conformación de prefijos al elemento según su valencia usada (Mono, Di, Tri, Tetra, Penta, Hexa, etc) junto con la terminación -hidroxi u -oxidrilo que es el ion OH con carga −1.



Ejemplos de bases


El jabón es una base.
Algunos ejemplos de bases son:





















































Ácidos

                                                             Los Ácidos


                                                

Un ácido es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martín Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto (denominado base). Algunos ejemplos comunes son el ácido acético (en el vinagre), el ácido clorhídrico (en el Salfumant y los jugos gástricos), el ácido acetilsalicílico (en la aspirina), o el ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil). Los sistemas ácido/base se diferencian de las reacciones redox en que, en estas últimas hay un cambio en el estado de oxidación. Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la temperatura. También pueden existir como sustancias puras o en solución.
A las sustancias químicas que tienen la propiedad de un ácido se les denomina ácidas.


Propiedades de los ácidos

  • Cambian el color del papel tornasol azul a rosa, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.
  • Son corrosivos.
  • Producen quemaduras de la piel.
  • Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.
  • Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.
  • Reaccionan con bases para formar una sal más agua.
  • Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal más agua.




Ácidos de Arrhenius

El químico sueco Svante Arrhenius fue el primero en atribuir las propiedades de acidez al hidrógeno en 1884. Un ácido de Arrhenius es una sustancia que aumenta la concentración de catión hidronio, H3O+, cuando se disuelve en agua. Esta definición parte del equilibrio de disociación del agua en hidronio e hidróxido:
H2O(l) + H2O (l) está en equilibrio con H3O+(ac) + OH-(ac)
En agua pura, la mayoría de moléculas existen como H2O, pero un número pequeño de moléculas están constantemente disociándose y reasociándose. El agua pura es neutra con respecto a la acidez o basicidad, debido a que la concentración de iones hidróxido es siempre igual a la concentración de iones hidronio. Una base de Arrhenius es una molécula que aumenta la concentración del ion hidróxido cuando está disuelta en agua. En química se escribe con frecuencia H+(ac) significando ion hidrógeno o protón al describir reacciones ácido-base, pero no hay evidencia suficiente de que exista en disolución acuosa el núcleo de hidrógeno libre; sí que está probada la existencia del ion hidronio, H3O+ e incluso de especies de mayor nuclearidad. Los compuestos que no tienen hidrógeno en su estructura no son considerados ácidos de Arrhenius. Tampoco son bases de Arrhenius los compuestos que no tienen OH en su estructura.




Ácidos de Brønsted-Lowry

Aunque el concepto de Arrhenius es muy útil para describir muchas reacciones, también está un poco limitado en su alcance. En 1923, los químicos Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry reconocieron independientemente que las reacciones ácido-base involucran la transferencia de un protón. Un ácido de Brønsted-Lowry (o simplemente ácido de Brønsted) es una especie que dona un protón a una base de Brønsted-Lowry. La teoría ácido-base de Brønsted-Lowry tiene varias ventajas sobre la teoría de Arrhenius. Considere las siguientes reacciones del ácido acético (CH3COOH), el ácido orgánico que le da al vinagre su sabor característico:
Acid-base.png
Ambas teorías describen fácilmente la primera reacción: el CH3COOH actúa como un ácido de Arrhenius porque actúa como fuente de H3O+ cuando está disuelto en agua, y actúa como un ácido de Brønsted al donar un protón al agua. En el segundo ejemplo, el CH3COOH sufre la misma transformación, donando un protón al amoníaco (NH3), pero no puede ser descrito usando la definición de Arrhenius de un ácido, porque la reacción no produce cationes hidronio. La teoría de Brønsted-Lowry también puede ser usada para describir compuestos moleculares, mientras que los ácidos de Arrhenius deben ser compuestos iónicos. El cloruro de hidrógeno (HCl) y amoníaco se combinan bajo varias condiciones diferentes para formar cloruro de amonio, NH4Cl. En solución acuosa, el HCl se comporta como ácido clorhídrico y existe como cationes hidronio y aniones cloruro. Las siguientes reacciones ilustran las limitaciones de la definición de Arrhenius:
1.) H3O+(ac) + Cl-(ac) + NH3 → Cl-(ac) + NH+
4
(aq)
2.) HCl(benceno) + NH3(benceno) → NH4Cl(s)
3.) HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s)
Como con las reacciones del ácido acético, ambas definiciones trabajan para el primer ejemplo, donde el agua es el solvente y se forma ion hidronio. Las siguientes dos reacciones no involucran la formación de iones, pero pueden ser vistas como reacciones de transferencia de protones. En la segunda reacción, el cloruro de hidrógeno y el amoníaco reaccionan para formar cloruro de amonio sólido en un solvente benceno, y en la tercera, HCl gaseoso y NH3 se combinan para formar el sólido.


Ácidos de Lewis

Un tercer concepto fue propuesto por Gilbert N. Lewis, el cual incluye reacciones con características ácido-base que no involucran una transferencia de protón. Un ácido de Lewis es una especie que acepta un par de electrones de otra especie; en otras palabras, es un aceptor de par de electrones. Las reacciones ácido-base de Brønsted son reacciones de transferencia de protones, mientras que las reacciones ácido-base de Lewis son transferencias de pares de electrones. Todos los ácidos de Brønsted son también ácidos de Lewis, pero no todos los ácidos de Lewis son ácidos de Brønsted. Las siguientes reacciones podrían ser descritas en términos de química ácido-base.
LewisAcid.png
En la primera reacción, un anión fluoruro, F-, cede un par electrónico al trifluoruro de boro para formar el producto tetrafluoroborato. El fluoruro "pierde" un par de electrones de valencia debido a que los electrones compartidos en el enlace B-F están ubicados en la región de espacio entre los dos núcleos atómicos y, en consecuencia, están más distantes del núcleo del fluoruro que en el anión fluoruro solitario. BF3 es un ácido de Lewis porque acepta el par de electrones del fluoruro. Esta reacción no puede ser descrita en términos de la teoría de Brønsted, debido a que no hay transferencia de protones. La segunda reacción puede ser descrita por cualquiera de las dos últimas teorías. Un protón es transferido desde un ácido de Brønsted no especificado hacia el amoníaco, una base de Brønsted; alternativamente, el amoníaco actúa como una base de Lewis y transfiere un par libre de electrones para formar un enlace con un ion hidrógeno. La especie que gana el par de electrones es el ácido de Lewis; por ejemplo, el átomo de oxígeno en H3O+ gana un par de electrones cuando uno de los enlaces H-O se rompe, y los electrones compartidos en el enlace se localizan en el oxígeno. Dependiendo del contexto, los ácidos de Lewis también pueden ser descritos como agentes reductores o como electrófilo.
La definición de Brønsted-Lowry es la definición más ampliamente usada; salvo que se especifique de otra manera, se asume que las reacciones ácido-base involucran la transferencia de un catión hidrón (H+) de un ácido a una base.





Nomenclatura

En el sistema de nomenclatura clásico, los ácidos son nombrados de acuerdo a sus aniones. El sufijo iónico es eliminado y es reemplazado con un nuevo sufijo (y a veces prefijo), de acuerdo con la tabla siguiente.
Sistema de nomenclatura clásico:
Prefijo Anión Sufijo Anión Prefijo Ácido Sufijo Ácido Ejemplo
per ato per ácido ico ácido perclórico (HClO4)
ato ácido ico ácido clórico (HClO3)
ito ácido oso ácido cloroso (HClO2)
hipo ito hipo ácido oso ácido hipocloroso (HClO)
uro hidro ácido ico ácido clorhídrico (HCl)



Por ejemplo, HCl tiene un cloruro como su anión, por lo que el sufijo -uro hace que tome la forma de ácido clorhídrico. En las recomendaciones de nomenclatura IUPAC, simplemente se agrega acuoso al nombre del compuesto iónico. En consecuencia, para el cloruro de hidrógeno, el nombre IUPAC sería cloruro de hidrógeno acuoso. El sufijo -hídrico es agregado sólo si el ácido está compuesto solamente de hidrógeno y un otro elemento.




Ácidos comunes

Ácidos minerales o inórganicos

Ácidos sulfónicos

Ácidos carboxílicos

Ácidos carboxílicos vinílogos