El artículo sobre ciertas propiedades de las bases de datos está en ACID

A veces el ácido es otro nombre para la droga LSD (dietilamida del ácido lisérgico)

Un ácido es una sustancia que puede donar un ion hidrógeno (H+) (en general, será un protón) a otra sustancia. Los ácidos tienen un pH inferior a 7,0. Una sustancia química puede donar un protón si el átomo de hidrógeno está unido a un átomo electronegativo como el oxígeno, el nitrógeno o el cloro. Algunos ácidos son fuertes y otros son débiles. Los ácidos débiles retienen algunos de sus protones, mientras que los ácidos fuertes los sueltan todos. Todos los ácidos liberan iones de hidrógeno en las disoluciones. La cantidad de iones que se liberan por molécula determinará si el ácido es débil o fuerte. Los ácidos débiles son ácidos que liberan parcialmente los átomos de hidrógeno que tienen adheridos. Por tanto, estos ácidos pueden reducir el pH por disociación de los iones de hidrógeno, pero no completamente. Los ácidos débiles suelen tener un valor de pH de 4 a 6, mientras que los fuertes tienen un valor de pH de 1 a 3.

Una base es el "opuesto químico" de un ácido. Una base es una sustancia que acepta el átomo de hidrógeno del ácido. Las bases son moléculas que pueden separarse en el agua y liberar iones de hidróxido.

Teorías para definir ácidos y bases

Existen varias definiciones que amplían el concepto de ácido:

  • Arrhenius: ácido es una sustancia que aumenta la concentración de H+ en disolución acuosa; base aumenta OH−.
  • Brønsted–Lowry: ácido es un donador de protones (H+); base es un aceptor de protones. Esta definición es más general que la de Arrhenius y se aplica fuera del agua.
  • Lewis: ácido es un aceptador de pares de electrones; base es un donador de pares de electrones. Incluye reacciones donde no intervienen protones.

pH y concentración de iones

El pH mide la acidez de una disolución y se define como pH = −log[H+]. En agua pura [H+] ≈ 1·10−7 mol·L−1, por eso pH = 7. Los valores menores de 7 son ácidos, mayores de 7 son básicos. En disoluciones acuosas reales, los protones existen fuertemente asociados al agua como H3O+ (ión hidronio) o en complejos hidratados.

Fuerza de los ácidos: Ka y pKa

La fuerza de un ácido en solución se cuantifica por su constante de disociación ácida, Ka:

Ka = [H+][A−]/[HA]

Donde HA es el ácido no disociado y A− su base conjugada. Un Ka grande indica un ácido fuerte (mayor disociación). Es habitual usar pKa = −log Ka; cuanto menor el pKa, más fuerte es el ácido.

La relación entre pH, pKa y las concentraciones de ácido y base conjugada está dada por la ecuación de Henderson–Hasselbalch:

pH = pKa + log([A−]/[HA])

Ejemplos y clasificación

  • Ácidos fuertes (disocian casi completamente en agua): HCl (ácido clorhídrico), HBr, HI, HNO3 (ácido nítrico), HClO4 (ácido perclórico), H2SO4 (primer protón). Su pH en disoluciones diluidas suele estar en torno a 0–3.
  • Ácidos débiles (disocian parcialmente): CH3COOH (ácido acético), HF (ácido fluorhídrico), H2CO3 (ácido carbónico), HCN, ácidos orgánicos (cítrico, láctico). Su pH en solución suele ser más cercano a 3–6, dependiendo de la concentración y pKa.
  • Ácidos polipróticos: pueden donar más de un protón (por ejemplo, H2SO4, H3PO4). Cada protón tiene su propia Ka y pKa.

Reacciones características

  • Neutralización: ácido + base → sal + agua. Ejemplo: HCl + NaOH → NaCl + H2O.
  • Reacciones ácido-base en agua: HA + H2O ⇌ H3O+ + A−.
  • Formación de sales y tamices: Las reacciones ácido-base se usan para preparar sales y en titulaciones para determinar concentraciones desconocidas.

Titulaciones e indicadores

En una titulación ácido-base se mide el volumen de titulante necesario para alcanzar el punto de equivalencia. El pH en ese punto depende de la fuerza relativa del ácido y la base. Se usan indicadores que cambian de color en intervalos de pH concretos (por ejemplo, la fenolftaleína cambia alrededor de pH 8–10; el naranja de metilo alrededor de pH 3–4).

Propiedades físicas y usos

  • Los ácidos suelen tener sabor agrio (en alimentos: ácido cítrico, ácido acético), son corrosivos en concentraciones elevadas.
  • Usos: industria química, limpieza (ácido clorhídrico diluido en desincrustantes), baterías (ácido sulfúrico), conservantes y aditivos alimentarios (ácido ascórbico, cítrico), síntesis orgánica.

Peligros y manejo seguro

Los ácidos concentrados pueden causar quemaduras químicas, daños en ojos y corrosión de materiales. Medidas de seguridad:

  • Usar guantes resistentes a productos químicos, protección ocular y ropa adecuada.
  • Trabajar en campana extractora si hay vapores peligrosos.
  • Al diluir ácidos concentrados, verter siempre el ácido sobre el agua lentamente (nunca al revés) para evitar salpicaduras y calentamiento súbito.
  • Neutralizar derrames con materiales adecuados y seguir los procedimientos locales de seguridad.

Resumen

Un ácido es una sustancia que dona protones (H+) o acepta pares de electrones según la definición usada. La fuerza de un ácido depende de cuánto se disocia en solución, cuantificada por Ka y pKa. El pH mide la acidez de una disolución, y las reacciones ácido-base son fundamentales en química, biología, industria y vida cotidiana. Las precauciones de seguridad son esenciales al manipular ácidos concentrados.