Àcid

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca

Un àcid és una substància que al ser dissolt en aigua presenta unes propietats:

  • Tenen un gust àcid, com el vinagre o el suc de llimona.
  • Els àcids presenten la propietat de canviar el color de colorants naturals. Per exemple, el tornassol, una substància extreta de líquens, pren coloració vermellosa en dissolucions d'àcids. Els colorants del most de raïm, l'extracte de col llombarda, etc., també canvien de color en contacte amb un àcid.
  • Si un àcid es posa en contacte amb un carbonat, com ara el carbonat de calci, CaCO3, o el carbonat de sodi, Na2CO3, la dissolució produeix moltes bombolles a causa de l'alliberament de diòxid de carboni, CO2.
  • Les dissolucions aquoses dels àcids reaccionen amb molts metalls, com ara el zinc o el magnesi, produint hidrogen que bombolleja a través de la dissolució.
  • Si els àcids reaccionen amb àlcalis es neutralitzen les propietats d'ambdós. Així si es fa reaccionar una dissolució d'àcid clorhídric amb una d'hidròxid de sodi, en les proporcions adients, s'obté una dissolució aquosa de clorur de sodi.
  • En dissoldre's en aigua, dóna ions hidrogen H+

Teories[modifica | modifica el codi]

La primera teoria sobre els àcids es deu al químic francès Antoine Laurent Lavoisier. Segons ell els àcids presenten en la seva composició sempre oxigen, essent el responsable de les propietats característiques dels àcids. Per aquesta raó Lavoisier anomenà a aquest element químic oxigen, que significa engendrador d'àcids a partir dels mots grecs ὀξύς àcid i -γενος engendrador.[1] Molts d'àcids contenen oxigen: el sulfúric, el nítric, el fosfòric, tots els àcids orgànics, etc. Els experiments de descomposició electrolítica realitzats per Humphry Davy demostraren que hi havia àcids que no contenien oxigen, com ara l'àcid clorhídric, amb la qual cosa s'abandonà la teoria de Lavoisier.

Àcid segons la teoria d'Arrhenius[modifica | modifica el codi]

Cristalls d'àcid acètic

Les anomalies que tenien les propietats col·ligatives dels electròlits i la conductivitat elèctrica que presentaven les seves dissolucions varen dur al químic suec Svante August Arrhenius a proposar una teoria de la dissociació electrolítica el 1887[2] que indicava que els electròlits, en dissolució aquosa o fusos, es dissocien parcialment en ions carregats elèctricament. Amb aquesta hipòtesi va definir els àcids com:

Electròlits que en dissolució aquosa donen cations hidrogen, H+.

Per tant, segons Arrhenius els àcids són electròlits que han de tenir necessàriament en la seva estructura hidrogens que es puguin rompre en dissolució aquosa. A continuació hi ha uns exemples:

Àcid clorhídric

HCl_{(aq)} \rightarrow H^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}

Àcid acètic

CH_3COOH_{(aq)} \rightarrow H^+_{(aq)} + CH_3COO^-_{(aq)}

Àcid sulfúric

H_2SO_{4(aq)} \rightarrow 2 \ H^+_{(aq)} + SO^{2-}_{4(aq)}

Àcid fosfòric

H_3PO_{4(aq)} \rightarrow 3 \ H^+_{(aq)} + PO^{3-}_{4(aq)}

La reacció de neutralització dels àlcalis s'explica per la formació d'una sal i aigua:

HCl_{(aq)} + NaOH_{(aq)} \rightarrow Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)} + H_2O

Àcid segons la teoria de Brønsted-Lowry[modifica | modifica el codi]

àcid clorhídric concentrat

El químic danès Johannes Nicolaus Brønsted i l'anglès Thomas Martin Lowry, el 1923, publicaren de forma independent, una teoria sobre el comportament dels àcids i que podia aplicar-se a qualsevol tipus de dissolvent mentre que la d'Arrhenius només podia emprar-se per a dissolucions aquoses.[3][4] Segons aquesta nova teoria:

Un àcid és una substància que pot cedir protons.

A partir d'aquesta definició es fa necessària una altra substància que accepti els protons, que són les bases, i no és necessari que la reacció tengui lloc dins aigua, pot ser dins d'un altre dissolvent o en un altre estat, com ara gasós. Per exemple:

Àcid clorhídric en aigua

HCl_{(aq)} + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + Cl^{-}_{(aq)}

Àcid clorhídric en àcid acètic

HCl_{(ac)} + CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COOH^+_{2(ac)} + Cl^{-}_{(ac)}

Clorur d'hidrogen i amoníac en estat gasós

HCl_{(g)} + NH_{3(g)} \rightleftharpoons NH_4Cl_{(s)}

Els àcids poden ser espècies neutres però també ions:

Anió hidrogenocarbonat en aigua

HCO_{3(aq)}^- + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + CO^{2-}_{3(aq)}

El concepte d'àcid passa, amb la teoria de Brønsted-Lowry, a ser un concepte relatiu, ja que una mateixa substància pot actuar com àcid o com a base en funció de l'altra substància amb la qual reaccioni. Per exemple l'àcid acètic actua com àcid en dissolució aquosa quan reacciona amb l'aigua, però actua com a base si està dissolt en àcid sulfúric:

Àcid acètic en aigua

CH_3COOH_{(ac)} + H_2O \rightleftharpoons CH_3COO^-_{(ac)} + H_3O^{+}_{(ac)}

Àcid acètic en àcid sulfúric

CH_3COOH_{(su)} + H_2SO_4 \rightleftharpoons CH_3COOH^+_{2(su)} + HSO^{-}_{4(su)}

Àcid segons la teoria de Lewis[modifica | modifica el codi]

Article principal: Teoria àcid-base de Lewis

La teoria àcid-base de Brønsted-Lowry no és suficientment àmplia per comprendre tots els casos de comportament àcid de les substàncies, ja que es limitat a les reaccions amb intercanvi de protons. Hi ha substàncies que no tenen hidrogen i tenen comportament àcid, per exemple el diòxid de carboni, CO2, o el triòxid de sofre, SO3, es comporten com àcids, ja que en presència d'òxids bàsics, com ara l'òxid de calci, CaO, o l'òxid de sodi, Na2O, en absència de dissolvent i, per tant, sense trasferència de protons, reaccionen per a formar sals, el carbonat de sodi, CaCO3 o el sulfat de sodi, Na2SO4, per exemple. Les reaccions podem representar-les amb les següents equacions químiques:

CO_{2(g)} + CaO_{(s)} \rightleftharpoons CaCO_{3(s)}
SO_{3(g)} + Na_{2}O_{(s)} \rightleftharpoons Na_{2}SO_{4(s)}

Aquestes reaccions impliquen la cessió parcial, mitjançant enllaç covalent datiu, d'una parella d'electrons d'un àtom d'oxigen a un altre àtom i Gilbert Newton Lewis enunucià l'any 1923[5] i desenvolupà l'any 1938 un teoria més general d'àcids, segons la qual un àcid és tota substància, molecular o iònica, que pot acceptar un parell d'electrons.

Segons aquesta definició els àcids han de tenir àtoms que no tenguin complet l'octet d'electrons. La unió d'un àcid amb una base es produeix per formació d'un enllaç covalent datiu, és a dir, els dos electrons que formen l'enllaç provenen ambdós d'un àtom. Es pot representar amb l'equació:

Equilibri àcid-base de Lewis

La major o menor electronegativitat d'algun dels àtoms en un compost determina el seu caràcter àcid. L'afinitat pels electrons d'un àtom combinat es coneix com electrofília i, inversament, la tendència a cedir electrons es coneix com nucleofília. Un compost pot imaginar-se format per la combinació d'un radical electròfil amb un radical nucleòfil i les reaccions poden suposar-se produïdes pel desplaçament d'un radical electròfil o nucleòfil dèbil per un altre de més fort. Aquests conceptes permeten l'explicació de moltes reaccions orgàniques.

La teoria de Lewis elimina la posició única del protó en la teoria de Brønsted-Lowry però els àcids en aquesta teoria no ho són en la de Lewis, que assigna aquest caràcter al protó. Així en la teoria de Lewis l'àcid clorhídric, és la combinació de la base Cl- amb l'àcid H+ i quan reacciona amb l'aigua, que és una base, es produeix un desplaçament de la base Cl-, més dèbil, per la base més forta H2O.[6]

Constant d'acidesa[modifica | modifica el codi]

Article principal: Constant d'acidesa

Sigui un àcid dèbil, AH, que es dissol dins d'aigua. Segons la teoria àcid-base de Brønsted-Lowry l'àcid reacciona amb l'aigua segons la següent equació química:

AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+

Quan s'assoleix l'equilibri les concentracions de les espècies que intervenen es manté constant i es pot definir una constant d'equilibri, que s'anomena constant d'acidesa, al quocient entre el producte de les concentracions de la base conjugada de l'àcid i del catió hidroni i la concentració de l'àcid, totes a l'equilibri:

K_a = \frac{[A^-] \cdot [H_3O^+]}{[AH]}

[7]

Àcid fort[modifica | modifica el codi]

Un àcid fort és:

  • segons la teoria d'Arrhenius, un àcid que en dissolució aquosa es dissocia completament, per exemple l'àcid clorhídric:
HCl_{(aq)} \rightarrow H^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}
  • segons la teoria de Brønsted-Lowry, és aquell que té una gran tendència a transferir un protó, per exemple l'àcid clorhídric:
HCl_{(aq)} + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + Cl^{-}_{(aq)}

una manera de quantificar aquesta força és a partir del valor de la constant d'acidesa. Un valor elevat indica un àcid fort, mentre que un valor baix indica un àcid feble.

Exemples d'àcids forts ordenats de més fort a menys fort: àcid perclòric - àcid iodhídric - àcid bromhídric - àcid sulfúric - àcid clorhídric - àcid nítric - àcid etanodioic - àcid iòdic - àcid cròmic

Àcid feble[modifica | modifica el codi]

Un àcid feble és:

  • segons la teoria d'Arrhenius, un àcid que en dissolució aquosa es dissocia parcialment, per exemple l'àcid acètic:
CH_3COOH_{(aq)} \rightarrow H^+_{(aq)} + CH_3COO^-_{(aq)}
  • segons la teoria de Brønsted-Lowry, és aquell que té poca tendència a transferir un protó, per exemple l'àcid acètic:
CH_3COOH_{(ac)} + H_2O \rightleftharpoons CH_3COO^-_{(ac)} + H_3O^{+}_{(ac)}

La constant d'acidesa (de símbol Ka), ens dóna idea, per a cada àcid feble, fins a quin punt es dissocia en dissolució aquosa.

pKa d'àcids febles[8]
Àcid Acètic Làctic Carbònic Fluorhídric Sulfhídric Hipoclorós Cianhídric
pKa 4,76 3,08 6,35 3,20 7,05 7,40 9,21

Àcids polipròtics[modifica | modifica el codi]

Els àcids que tenen més d'un hidrogen que es pot dissociar s'anomenen àcids polipròtics. La dissociació d'aquests àcids es realitza hidrogen a hidrogen, havent un equilibri per a cada hidrogen que es dissocia. L'exemple més típic d'àcid polipròtic és l'àcid fosfòric que té tres hidrògens àcids i que es dissocien segons les equacions:

H_3PO_{4(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + H_2PO^-_{4(aq)} \quad\quad\quad K_{a1}


H_2PO^-_{4(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + HPO^{2-}_{4(aq)} \quad\quad\quad K_{a2}


HPO^{2-}_{4(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + PO^{3-}_{4(aq)} \quad\quad\quad K_{a3}

Les constants d'acidesa sempre són majors pel primer hidrogen, de manera que el primer àcid és el més fort i el darrer el més fluix:

K_{a1} > K_{a2} > K_{a3} \,

Altres àcids polipròtics: àcid sulfúric, H2SO4, àcid carbònic, H2CO3,...

Àcids inorgànics[modifica | modifica el codi]

Hidràcids[modifica | modifica el codi]

D'esquerra a dreta fluorur d'hidrogen, HF, clorur d'hidrogen, HCl, bromur d'hidrogen, HBr, i iodur d'hidrogen, HI
Sulfur d'hidrogen

Els àcids que no presenten oxigen en la seva estructura s'anomenen hidràcids. Estan formats per molècules on l'hidrogen es troba enllaçat mitjançant un enllaç covalent a un àtom d'un element químic molt electronegatiu (halògens, sofre,...) per la qual cosa l'enllaç està molt polaritzat i es romp fàcilment donant lloc a la dissociació de l'àcid. A les figures adjuntes hi ha els més importants. Els hidràcids estan formats per un no-metall, concretament F, Cl, Br, I, S, Se i Te, i hidrogen. No contenen oxigen en la molècula.

Nomenclatura[modifica | modifica el codi]

Són susbtàncies gasoses (halurs d'hidrogen, sulfur d'hidrogen,...) que s'anomenen àcids quan estan en dissolució aquosa. La terminologia és àcid més l'arrel de l'element no-metall (o un derivat) acabat en hídric, per exemple: HCl(aq) àcid clorhídric.[9]

Formulació i nomenclatura dels anions hidràcids[modifica | modifica el codi]

Quan una molèscula d'un hidràcid perd un hidrogen o més en forma d'ions H+, es converteix en un anió amb una càrrega negativa igual al nombre d'hidrògens perduts.


  1. Els anions dels hidràcids s'anomenen substituint la terminació -hídric de l'àcid corresponent per -ur.

Exemple:'

F- → ió florur

Cl- → ió clorur

Br- → ió bromur

I- → ió iodur

És possible que els àcids sulfhídric, selenhídric i tel·lurhídric perdin únicament un hidrogen e forma d'ió H+.

  1. Per anomenar aquests anions afegim el prefix hidrogen- al davant del nom de l'anió.

Exemple:

HS- → ió hidrogensulfur

HSe- → ió hidrogenselanur

Fórmula[modifica | modifica el codi]

La fórmula d'un hidràcid és la mateixa que la de l'hidrur correponent. Per distingir l'àcid de l'hidrur s'acostuma a afegir a la fórmula de l'àcid el subíndex (aq=. No és necessari indicar amb quina valència actua el no-metall, perquè el F, Cl, Br i I, quan es combinen amb l'hidrogen ho fan sempre amb valència 1, i el S, Se i Te amb valència 2.

Hidràcids més importants[modifica | modifica el codi]

Àcid fluorhídric, HF(aq) - àcid clorhídric, HCl(aq) - àcid bromhídric, HBr(aq) - àcid iodhídric, HI(aq) - àcid sulfhídric, H2S(aq)- àcid cianhídric, HCN(aq)

Oxoàcids[modifica | modifica el codi]

Els oxoàcids són composts inorgànics on un àtom central electronegatiu es troba enllaçat mitjançant enllaç covalent a diversos oxígens que amb enllaços dobles i simples completant les valències de l'àtom central. Els oxígens que es troben enllaçats mitjançant un enllaç simple a l'àtom central s'enllacen també a un àtom d'hidrogen. Aquest enllaç està molt polaritzat la qual cosa dóna lloc a que sigui bo de dissociar. Els oxoàcids en la molècula, contenen hidrogen i oxigen.

  • La seva fórmula general és HaEbOc, en què H és hidrogen; O és oxigen i E és un no-metall o algun metall de transició com el crom o el manganès. Les lletres a, b i c representen el nombre d'àtoms de cada element presents en la molècula de l'àcid.
  • Per anomenar els principals oxoàcids és aconsellable utilitzar la nomenclatura tradicional, acceptada per la UIPAC.


Formulació i nomenclatura dels anions dels oxoàcids[modifica | modifica el codi]

Quan una molècula d'un oxoàcid perd hidrògens en forma d'ions H+, es converteix en un anió amb una càrrega negativa al nombre d'ions d'hidrogen perduts.

  • Per anomenar els anions dels oxoàcids, se substitueixen les terminacions -ós i -ic dels àcids corresponents per les terminacions -it i -at, respectivament.


Nomenclatura[modifica | modifica el codi]

Els oxoàcids segueixen anomenant-se segons la nomenclatura tradicional. Per a posar un nom cal saber el número d'oxidació de l'àtom central, el que no és ni oxigen ni hidrogen. En conèixer el nombre d'oxidació s'ha de saber quins valors pot adoptar per l'element en qüestió i aplicar els prefixos i sufixes següents:

  1. L'element només té 1 valor de número d'oxidació: àcid acabat en -ic. Exemple H2CO3 àcid carbònic.
  1. L'element té 2 números d'oxidació: pel menor àcid acabat en -ós i pel major en -ic. Exemple H2SO3 àcid sulfurós i H2SO4 àcid sulfúric.
  1. L'element té 3 números d'oxidació: pel menor àcid començat per hipo- i acabat en -ós, pel següent àcid acabat en -ós i pel major en -ic. Exemple H2N2O2 àcid hiponitrós, HNO2 àcid nitrós, i HNO3 àcid nítric.
  1. L'element té 4 números d'oxidació: pel menor àcid començat per hipo- i acabat en -ós, pel següent àcid acabat en -ós, després àcid acabat en -ic i pel major àcid començat en per- i acabat en -ic. Exemple HClO àcid hipoclorós, HClO2 àcid clorós, HClO3 àcid clòric i HClO4 àcid perclòric.[9]

Oxoàcids més importants[modifica | modifica el codi]

Àcid arsènic, H3AsO4 - Àcid arseniós, H3AsO3 - Àcid bòric, H3BO3 - Àcid bròmic, HBrO3 - Àcid carbònic, H2CO3 - Àcid clòric, HClO3 - Àcid clorós, HClO2 - Àcid cròmic, H2CrO4 - Àcid fosfòric, H3PO4 - Àcid fosforós, H3PO3 - Àcid hipobromós, HOBr(aq) - Àcid hipoclorós, HOCl(aq) - Àcid hipofosforós, H3PO2 - Àcid iòdic, HIO3 - Àcid nítric, HNO3 - Àcid nitrós, HNO2 - Àcid perclòric, HClO4 - Àcid perdisulfúric, H2S2O8 - Àcid periòdic, HIO4 - Àcid permonosulfúric, H2SO5 - Àcid pirofosfòric, H2P2O7 - Àcid selènic, H2SeO4 - Àcid seleniós, H2SeO3 - Àcid silícic, H4SiO4 - Àcid sulfàmic, NH2SO3H - Àcid sulfúric, H2SO4 - Àcid sulfurós, H2SO3 - Àcid tel·lúric, H2TeO4 - Àcid tel·lurós, H2TeO3

Obtenció[modifica | modifica el codi]

Transport d'àcid sulfúric concentrat

Com que a la natura no hi ha jaciments d'àcids inorgànics cal produir-los industrialment. Els tres àcids inorgànics més importants s'obtenen segons els mètodes que es detallen a continuació. La resta d'àcids s'obtenen generalment per reacció d'una de les seves sals amb àcid sulfúric, com ara l'àcid fosfòric, H3PO4, que s'obté per reacció de la fosforita amb àcid sulfúric del 70-75 %

  • Àcid nítric, HNO3. Existeixen diversos mètodes per a la síntesi d'àcid nítric. Actualment predomina el mètode Ostwald, establert pel químic alemany Wilhelm Ostwald, en el qual l'oxidació de l'amoníac es provoca mesclant-lo amb excés d'aire. L'aire s'insufla en cremadors a través de malles tènues de platí, a una temperatura d'uns 780 °C i a pressions de 8 atm. Els vapors d'òxid de nitrogen que es formen es refreden en bescanviadors de calor fins a 20 °C i es dissolen en l'aigua de condensació. Posteriorment, passen a unes torres d'absorció àcida on són rentats amb aigua i oxidats amb aire.
  • Àcid clorhídric, HCl. L'àcid clorhídric és un producte industrial molt interessant que es pot obtenir mitjançant dos processos. Un primer procés aprofita la reacció directa de l'àcid sulfúric concentrat i clorur de sodi, NaCl, a una temperatura de 150 °C. La reacció es produeix en uns forns especials dels quals surt el clorur d'hidrogen gasós, amb el sulfat i l'hidrogenosulfat de sodi com a subproductes. El segon procés és més corrent i dóna un producte més pur. Aprofita l'alt grau d'afinitat entre l'hidrogen, H2 i el clor, Cl2. En cambres de combustió, refrigerades amb aigua, els dos gasos es cremen amb una flama que assoleix temperatures d'uns 2 600 °C. Seguidament, el vapor de clorur d'hidrogen que s'obté d'aquest procés es refreda, tal com succeeix en el primer tipus de procés, i posteriorment es dissol en aigua, la qual cosa genera quantitats considerables de calor.[10]

Aplicacions dels àcids inorgànics[modifica | modifica el codi]

  • Àcid sulfúric, H2SO4. L'àcid sulfúric és l'àcid que s'empra en major quantitat, s'empra en la indústria química per a la preparació d'altres àcids, de sulfats i de carbonats. En la producció de pintures, sulfonació de greixos, en la indústria tèxtil, en la refineria del petroli, en la producció de ferro i acer, en els acumuladors de plom i en la fabricació d'explosius.
  • Àcid nítric, HNO3. L'àcid nítric s'empra en la fabricació d'explosius, colorants, seda artificial, plàstics, fertilitzants i en la fabricació d'àcid sulfúric.
  • Àcid clorhídric, HCl. S'empra en la indústria tèxtil, en la dels colorants, per a la neteja dels metalls en la indústria del galvanitzat i de l'estanyat, per a la manufactura l'alambres, en el procés de gravat, en la fabricació de dextrosa, gelatina i sabons, en la purificació d'arenes i argiles per a la fabricació de porcellanes i en l'elaboració de clor, clorurs i derivats.[11]

Àcids orgànics[modifica | modifica el codi]

Grup carboxil

Els àcids carboxílics són els àcids orgànics i es caracteritzen per tenir una funció carboxil, -COOH, unida a una cadena de carbonis. L'hidrogen que té característiques àcides és el de la funció carboxil que està unit a un oxigen, els hidrogen units directament a carbonis que formen part de la cadena no es dissocien i no presenten propietats àcides.

Formatge Roquefort

Molts d'àcids carboxílics tenen noms comuns derivats de mots grecs o llatins que indiquen les seves fonts naturals. L'àcid metanoic s'anomena àcid fòrmic (del latí, formica o formiga). L'àcid etanoic s'anomena àcid acètic (del llatí, acetum o vinagre). L'àcid butanoic és un dels responsables de l'olor de la mantega rància, car el seu nom comú és àcid butílic (del llatí, butirum o mantega). L'àcid hexanoic és un dels composts associats amb l'olor de les cabres, d'on prové el nom comú, àcid caproic (del llatí, caper o cabra). L'àcid pentanoic, amb una olor entre la de la mantega rància i el de les cabres s'anomena àcid valèric (del llatí, valerum o fort). L'àcid octadecanoic pren el seu nom comú d'àcid esteàric, de la paraula grega estear, grumeig).

Si s'examinen les constants d'acidesa dels àcids carboxílics s'observa que la majoria tenen un valor de Ka entre 10-4 i 10-5. Això significa que són moderadament forts.[12]

Els àcids fòrmic i acètic tenen un marcat olor agre i un gust característic. Els àcids que tenen de quatre a vuit carbonis tenen olors excepcionalment desagradables. Tanmateix, per repulsius que puguin ser, en petites concentracions milloren molts d'aromes, és el cas del formatge Roquefort que no podria elaborar-se sense àcid valèric. Els cans poden distingir molt bé les mescles d'àcids carboxílics de baixa massa molecular que produïm els humans en el nostre metabolisme. Com que les proporcions de cada àcid són lleugerament diferents per a cada individu i es troben a la pell, els cans poden seguir els rstres de les persones.[13]

Nomenclatura[modifica | modifica el codi]

Com tots els compostos orgànics els noms dels àcids es forma assenyalant el nombre de carbonis de la cadena principal amb els prefixos: met- 1 carboni, et- 2 carbonis, prop- 3 carbonis, but- 4 carbonis, etc. i amb el sufix -oic. El nom complet es forma posant al principi la paraula àcid.

Si l'àcid carboxílic té dues funcions carboxil s'indica amb el prefix di-. Per exemple l'àcid comunament anomenat àcid oxàlic és el HOOC-COOH, per tant el seu nom és àcid etanodioic.

Àcids grassos[modifica | modifica el codi]

Article principal: Àcid gras
Àcid dodecanoic o àcid làuric, un àcid gras saturat
Àcid cis-octadecenoic o àcid olèic, un àcid gras insaturat
Àcid α-linolènic

Un àcid gras és un tipus de molècula orgànica lipídica formada per una llarga cadena hidrocarbonada línia, la gran majoria són de nombre parell d'àtoms de carboni i d'entre ells; els més comuns els que tenen 16 i 18,[14] en l'extrem de la qual hi ha un grup carboxil (-COOH). Cada àtom de carboni s'uneix al següent i al precedent per mitjà d'un enllaç covalent senzill.

La fórmula bàsica d'una molècula d'àcid gras saturat és CH3–(CH2)n–COOH. A l'àtom del seu extrem li queden lliures tres enllaços que són ocupats per àtoms d'hidrogen (H3C-). Els altres àtoms tenen lliures dos enllaços, que són ocupats igualment per àtoms d'hidrogen (...-CH2-CH2-CH2-...). Els àcid grassos que a la cadena de carbonis només hi ha enllaços C-C simples se'ls anomena àcids grassos saturats. Si presenten dobles enllaços C=C se'ls anomena àcid grassos insaturats. En general els àcids grassos saturats es troben a les grasses animals, mentre que els insaturats es troben majoritàriament als olis vegetals.

Àcids grassos omega 3[modifica | modifica el codi]

Article principal: Àcids grassos omega 3

Els àcids grassos omega 3 constitueixen una família d'àcids grassos que es caracteritzen per tenir el seu primer doble enllaç (insaturació) a la posició tercera començant pel darrer àtom de carboni. Aquest tret estructural distintiu els atorga unes propietats físiques especials i els converteix en precursors insubstituïbles de molècules que els éssers vius utilitzen per a regular determinades funcions circulatòries.

La principal font alimentària d'aquests àcids grassos (i l'única que en conté quantitats nutricionalment significatives) és el peix blau; més concretament el seu greix i el seu oli. Actualment però, aquests àcids grassos han estat incorporats de manera artificial en altres aliments (com ara ous i làctics), oferint fonts alimentàries complementàries al peix blau per a la seva ingesta.

Aminoàcids[modifica | modifica el codi]

Article principal: Aminoàcid
Estructura dels 20 aminoàcids que es troben en humans

Els aminoàcids són unes molècules que contenen un grup carboxil i un grup amino. Químicament són molt diversos. N'hi ha que formen part de proteïnes (proteics), mentre que d'altres mai s'hi presenten. Tots els aminoàcids que componen proteïnes presenten un carboni asimètric anomenat alfa on hi enllaça el grup carboxil, el grup amino, un hidrogen i un radical que és el que varia en cada aminoàcid. És aquesta mena de partícules a les que per antonomàsia la gent sol fer referència en parlar d' aminoàcids.

Aplicacions dels àcids carboxílics[modifica | modifica el codi]

  • El més important dels àcids carboxílics quant a la seva utilització és l'àcid acètic, que s'empra com a reactiu i com a dissolvent tant en processos industrials com de laboratori.
  • Els àcids carboxílics s'empren en alimentació com a conservants, per donar un pH àcid al medi. Exemples amb el codi: Àcid sòrbic (E-200), àcid propiònic (E-280), àcid acètic (E-260), àcid màlic (E-266), àcid fumàric (E-267).
  • Són emprats en síntesi orgànica per a l'obtenció d'altres compostos, ja que són molt reactius.[15]

Pluja àcida[modifica | modifica el codi]

Article principal: Pluja àcida
Efectes de la pluja àcida en un bosc de la República Txeca

La pluja àcida és el fenomen consistent en una pluja que cau amb uns nivells de pH inferiors als normals. La pluja normalment presenta un pH d'aproximadament 5.6 (lleugerament àcid) a causa de la presència del CO2 atmosfèric, que forma àcid carbònic, H2CO3. Es considera que és pluja àcida si presenta un pH inferior a 5, i pot arribar al pH del vinagre (pH 3).

Els causants de la pluja acida són el diòxid de sofre (SO2) i els òxids de nitrogen (N2O3 i N2O5) que es generen amb la combustió dels combustibles fòssils, i que en combinació amb la humitat i l'aigua de la pluja produeixen microgotetes d'àcid sulfúric (H2SO4) i àcid nítric (HNO3) que cremen les fulles de la vegetació i per això afecta bàsicament els ecosistemes vegetals, com ara els boscos, tot i que pot arribar a afectar també llacs i embassaments.

És un fenomen que al llarg de la història de la Terra havia ocorregut molts de cops de manera espontània com per exemple a causa de les erupcions volcàniques però que s'han vist accelerades i sovintegen d'ençà que l'era industrial ha dut a terme una crema en massa dels recursos de matèria orgànica del planeta. Els efectes de la pluja contaminada, poden convertir un exuberant bosc en un cementiri de troncs morts. El diòxid de sofre i els òxids de nitrogen que cauen en forma de pluja, s'instal·len sobre les fulles dels vegetals i actuen com un àcid perforant i matant al seu pas les plantes, arbres, flors...

Referències[modifica | modifica el codi]

A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: àcids Modifica l'enllaç a Wikidata
  1. Alcover, A.M.; Moll, F. de B.. Diccionari català-valencià-balear. Palma de Mallorca: Moll, 1962. 
  2. Arrhenius, S.A.. «On the Dissociation of Substances Dissolved in Water» (en anglès, traducció). Zeitschrift fur physikalische Chemie, I, 1887, pàg. 631.
  3. Brønsted, J.N.. «Some Remarks on the Concept of Acids and Bases» (en anglès, traducció de l'original en francès). Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas [Països Baixos], 42, 1923, pàg. 718-728.
  4. Lowry, T.M. Chem. Ind. [Londres], 42, 43, 1923.
  5. Lewis, G.N.. Valence and the Structure of Molecules (en anglès). Nova York: The Chemical Catalogue Co., 1923. 
  6. Babor, J.A.; Ibarz, J. Química General Moderna. 8ena (en castellà). Barcelona: Marín, 1979. ISBN 84-7102-997-9. 
  7. Babor, J.A.; Ibarz, J. Química General Moderna. 8ena (en castellà). Barcelona: Marín, 1979, p. 417-418. ISBN 84-7102-997-9. 
  8. Glasstone, S. Termodinámica para químicos. 5ena (en castellà). Madrid: Aguilar, 1977. ISBN 84-03-20059-5. 
  9. 9,0 9,1 Sales, J.; Vilarrasa, J.. Introducció a la nomenclatura química. Reverté, 2003. ISBN 8429175512. 
  10. Enciclopèdia Catalana. Proa enciclopèdia catalana temàtica, 2001. ISBN 8441226938. 
  11. Cuevas, A. [et al]. Química II. Umbral. ISBN 9685607206. 
  12. Solomons, T.W.G. Química orgánica (en castellà). Mèxic: Limusa, 1982. ISBN 968-18-0982-3. 
  13. Allinger, N.L [et al]. Química orgánica. I (en castellà). Barcelona: Reverté, 1984. ISBN 84-291-7016-2. 
  14. Marcel Mayol. Fonaments i Tècniques d'Anàlisi Bioquímica. 
  15. Gorchs, R.; Galán, A. Química orgànica. Estudi, reactivitat i aplicació dels principals compostos. Barcelona: Edicions UPC, 2003. ISBN 8483017393.