Un ácido (do latín acidus, que significa agre) é considerado tradicionalmente como calquera composto químico que, cando se disolve en auga, produce unha solución cunha actividade de catión hidronio maior que a auga pura, isto é, un pH menor que 7. Isto aproxímase á definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry, quen definiron independentemente un ácido como un composto que doa un catión hidróxeno a outro composto (denominado base). Algúns exemplos comúns son o ácido acético (no vinagre), o ácido clorhídrico (no salfumant e os mollos gástricos), o ácido acetilsalicílico (na aspirina), ou o ácido sulfúrico (usado en baterías de automóbil). Os sistemas ácido/base diferéncianse das reaccións redox en que, nestas últimas hai un cambio no estado de oxidación. Os ácidos poden existir en forma de sólidos, líquidos ou gases, dependendo da temperatura e tamén poden existir como substancias puras ou en solución.
O concepto de ácido é o contraposto ao de base. Para medir a acidez dun medio utilízase o concepto de pH. Ás substancias químicas que teñen a propiedade dun ácido denomínanse ácidas.
Distintas definicións de "ácido": Os ácidos son substancias capaces de doar un protón (H ), mentres que as bases son capaces de aceptalos. A definición anterior corresponde a formulada por Brönsted e Lowry en 1923, e xeneraliza a teoría anterior a definición do químico sueco Arrhenius (1859 - 1927), de 1887. Segundo a definición de Arrhenius un ácido é unha substancia que ao ionizarse produce ións H+ (en solución acuosa). A teoría de Brönsted e Lowry de ácidos tamén serve para disolucións non acuosas; as dúas teorías son moi parecidas na definición de ácido, pero a de Bronsted-Lowry é moito máis xeral.
Lewis en 1923 ampliou aínda máis a definición de ácidos, teoría que non obtivo repercusión ata algúns anos máis tarde. Segundo a teoría de Lewis un ácido é aquela especie química que, en calquera medio, pode aceptar un par de electróns. Desta forma inclúense substancias que se comportan como ácidos, pero non cumpren a definición de Brönsted e Lowry, sendo denominadas ácidos de Lewis. Visto que o protón, segundo esta definición, é un ácido de Lewis (ten baleiro o orbital 1s, onde pode aloxarse o par de electróns), pódese afirmar que todos os ácidos de Brönsted-Lowry son ácidos de Lewis, e todos os ácidos de Arrhenius son de Bronsted-Lowry. Exemplos de ácidos de Brönsted e Lowry: HCl, HNO3, H3PO4. Se estiveren en solución acuosa tamén son ácidos de Arrhenius. Exemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3. Propiedades dos ácidos Teñen sabor agre como no caso do ácido cítrico da laranxa e do limón. Cambian a cor do papel tornasol azul a rosa, o laranxa de metilo de alaranxado a vermello e deixa incolora á fenolftaleína. Son corrosivos. Producen queimaduras da pel. Son bos condutores de electricidade en disolucións acuosas. Reaccionan con metais activos formando un sal e hidróxeno. Reaccionan con bases para formar un sal máis auga. Reaccionan con óxidos metálicos para formar un sal máis auga.
Ácidos de Arrhenius miniatura|160px|Svante Arrhenius foi o primeiro en atribuír as propiedades de acidez ao hidróxeno O químico sueco Svante Arrhenius foi o primeiro en atribuír as propiedades de acidez ao hidróxeno en 1884. Un ácido de Arrhenius é unha substancia que aumenta a concentración de catión hidronio, 3O+, cando se disolve en auga. Esta definición parte do equilibrio da disociación da auga en hidronio e hidróxido: H2O(l) + H2O (l) H3O+(ac) + OH-(ac) En auga pura, a maioría das moléculas existen como H2O, pero un número pequeno de moléculas están constantemente disociándose e reasociándose. A auga pura é neutra con respecto á acidez ou basicidade, debido a que a concentración de ións hidróxido é sempre igual á concentración de ións hidronio. Unha base de Arrhenius é unha molécula que aumenta a concentración do ión hidróxido cando está disolta en auga. En química escríbese con frecuencia H+(ac) significando ión hidróxeno ou protón ao describir reaccións ácido-base, pero non hai evidencia suficiente de que exista en disolución acuosa o núcleo de hidróxeno libre; si que está probada a existencia do ión hidronio, H3O+ e ata de especies de maior nuclearidade. Os compostos que non teñen hidróxeno na súa estrutura non son considerados ácidos de Arrhenius. Tampouco son bases de Arrhenius os compostos que non teñen OH na súa estrutura.
Ácidos de Brønsted-Lowry Aínda que o concepto de Arrhenius é moi útil para describir moitas reaccións, tamén está un pouco limitado no seu alcance. En 1923, os químicos Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry recoñeceron independentemente que as reaccións ácido-base involucran a transferencia dun protón. Un ácido de Brønsted-Lowry (ou simplemente ácido de Brønsted) é unha especie que doa un protón a unha base de Brønsted-Lowry. A teoría ácido-base de Brønsted-Lowry ten varias vantaxes sobre a teoría de Arrhenius. Considere as seguintes reaccións do ácido acético (CH3COOH), o ácido orgánico que lle dá ao vinagre o seu sabor característico: 250px|miniatura|Reaccións da base ácida segundo a definición de Bronsted-Lowry Ambas teorías describen facilmente a primeira reacción: o CH3COOH actúa como un ácido de Arrhenius porque actúa como fonte de H3O+ cando está disolto en auga, e actúa como un ácido de Brønsted ao doar un protón á auga. No segundo exemplo, o CH3COOH sofre a mesma transformación, doando un protón ao amoníaco (NH3), pero non pode ser descrito usando a definición de Arrhenius dun ácido, porque a reacción non produce catións hidronio. A teoría de Brønsted-Lowry tamén pode ser usada para describir compostos moleculares, mentres que os ácidos de Arrhenius deben ser compostos iónicos. O cloruro de hidróxeno (HCl) e o amoníaco combínanse baixo varias condicións diferentes para formar cloruro de amonio, NH4Cl. En solución acuosa, o HCl compórtase como ácido clorhídrico e existe como catións hidronio e anións cloruro. As seguintes reaccións ilustran as limitacións da definición de Arrhenius: 1.) H3O+(ac) + Cl-(ac) + NH3 → Cl-(ac) + NH(aq) 2.) HCl(benceno) + NH3(benceno) → NH4Cl(s) 3.) HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s) Como coas reaccións do ácido acético, ambas definicións traballan para o primeiro exemplo, onde a auga é o líquido e fórmase ión hidronio. As seguintes dúas reaccións non involucran a formación de ións, pero poden ser vistas como reaccións de transferencia de protóns. Na segunda reacción, o cloruro de hidróxeno e o amoníaco reaccionan para formar cloruro de amonio sólido nun liquide benceno, e na terceira, HCl gasoso e NH3 combínanse para formar o sólido.
Ácidos de Lewis Un terceiro concepto foi proposto polo físicoquímico Gilbert N. Lewis en 1923, o cal inclúe reaccións con características ácido-base que non involucran unha transferencia de protóns. Un ácido de Lewis é unha especie que acepta un par de electróns doutra especie; noutras palabras, é un aceptor de par de electróns. As reaccións ácido-base de Brønsted son reaccións de transferencia de protóns, mentres que as reaccións ácido-base de Lewis son transferencias de pares de electróns. Todos os ácidos de Brønsted son tamén ácidos de Lewis, pero non todos os ácidos de Lewis son ácidos de Brønsted. As seguintes reaccións poderían ser descritas en termos de química ácido-base 400px Na primeira reacción, un anión fluoruro, F-, cede un par electrónico ao trifluoruro de boro para formar o produto tetrafluoroborato. O fluoruro "perde" un par de electróns de valencia debido a que os electróns compartidos no enlace B-F están situados na rexión de espazo entre os dous núcleos atómicos e, en consecuencia, están máis distantes do núcleo do fluoruro que no anión fluoruro solitario. BF3 é un ácido de Lewis porque acepta o par de electróns do fluoruro. Esta reacción non pode ser descrita en termos da teoría de Brønsted, debido a que non hai transferencia de protóns. A segunda reacción pode ser descrita por calquera das dúas últimas teorías. Un protón é transferido desde un ácido de Brønsted non especificado cara ao amoníaco, unha base de Brønsted; alternativamente, o amoníaco actúa como unha base de Lewis e transfire un par libre de electróns para formar un enlace cun ión hidróxeno. A especie que gaña o par de electróns é o ácido de Lewis; por exemplo, o átomo de osíxeno en H3O+ gaña un par de electróns cando un dos enlaces H-O se rompe, e os electróns compartidos no enlace localízanse no osíxeno. Dependendo do contexto, os ácidos de Lewis tamén poden ser descritos como axentes redutores ou como electrófilo.
A definición de Brønsted-Lowry é a definición máis amplamente usada; salvo que se especifique doutro xeito, asúmese que as reaccións ácido-base involucran a transferencia dun catión hidrón (H+) dun ácido a unha base.
Disociación e equilibrio As reaccións de ácidos son xeneralizadas frecuentemente na forma HA H+ + A-, onde HA representa o ácido, e A- é a base conxugada. Os pares ácido-base conxugados difiren nun protón, e poden ser interconvertidos pola adición ou eliminación dun protón (protonación e deprotonación, respectivamente). Obsérvese que o ácido pode ser a especie cargada, e a base conxugada pode ser neutra, nese caso o esquema de reacción xeneralizada podería ser descrito como HA+ H+ + A. En solución existe un equilibrio entre o ácido e a súa base conxugada. A constante de equilibrio K é unha expresión das concentracións do equilibrio das moléculas ou ións en solución. Os corchetes indican concentración, así [H2O] significa a concentración de [H2O]. A constante de disociación ácida Ka é usada xeralmente no contexto das reaccións ácido-base. O valor numérico de Ka é igual á concentración dos produtos, dividida pola concentración dos reactantes, onde o reactante é o ácido (HA) e os produtos son a base conxugada e H+.
O máis forte dos dous ácidos terá Ka maior que o ácido máis débil; a relación dos ións hidróxeno ao ácido será maior para o ácido máis forte, posto que o ácido máis forte ten unha tendencia maior a perder o seu protón. Debido ao rango de valores posibles para Ka esténdese por varias ordes de magnitude, máis frecuentemente utilízase unha constante máis manipulable, pKa, onde pKa = -log10 Ka. Os ácidos máis fortes teñen pKa menor que os ácidos débiles. Os valores de pKa. determinados experimentalmente a 25 °C en solución acuosa adoitan presentarse en libros de texto e material de referencia.
Forza dos ácidos A forza dun ácido refírese á súa habilidade ou tendencia a perder un protón. Un ácido forte é un que se disocia completamente en auga; noutras palabras, un mol dun ácido forte HA disólvese en auga producindo un mol de H+ e un mol do seu base conxugada, A-, e nada do ácido protonado HA. En contraste, un ácido débil se disocia só parcialmente e, no equilibrio, existen na solución tanto o ácido como a súa base conxugada. Algúns exemplos de ácidos fortes son o ácido clorhídrico (HCl), ácido iodhídrico (HI), ácido bromhídrico (HBr), ácido perclórico (HClO4), ácido nítrico (HNO3) e ácido sulfúrico (H2SO4). En auga, cada un destes ionizase practicamente ao 100%. Mentres máis forte sexa un ácido, máis facilmente perde un protón, H+. Dous factores clave que contribúen á facilidade de deprotonación son a polaridade do enlace H-A. A forza dos ácidos adoita ser discutida tamén en termos da estabilidade da base conxugada.
Os ácidos máis fortes teñen Ka máis alto, e pKa máis baixo que os ácidos máis débiles.
Os ácidos alquilsulfónicos e arilsulfónicos, que son oxiácidos orgánicos, son un tipo de ácidos fortes. Un exemplo común é o ácido toluenosulfónico (ácido tósico ou tosílico). A diferenza do ácido sulfúrico mesmo, os ácidos sulfónicos poden ser sólidos. En efecto, o poliestireno funcionalizado en sulfonato de poliestireno, é un plástico sólido fortemente ácido, que é filtrable.