Ver la fonte de Ácidu

{{1000}}
{{otros usos|Sabor acedo|otru=LSD}}
{{ficha xenérica}}
Un '''ácidu'''<ref>{{DALLA|ácidu}}</ref> (del [[llatín]]: ''acidus'', que significa ''agriu'') ye consideráu tradicionalmente como cualesquier [[compuestu químicu]] que, cuando s'esllee n'[[agua]], produz una solución con una [[actividá (química)|actividá]] de [[ion hidronio|catión hidroniu]] mayor que l'agua puro, esto ye, un [[pH]] menor que 7. Esto avérase a la definición moderna de [[Johannes Nicolaus Brønsted]] y [[Thomas Lowry|Thomas Martin Lowry]], quien definieron independientemente un ácidu como un compuestu que dona un [[hidrón|catión hidróxenu]] (H<sup>+</sup>) a otru compuestu (denomináu [[base (química)|base]]). Dellos exemplos comunes son el [[ácidu acéticu]] (nel [[vinagre]]), el [[ácidu clorhídricu]] (nel salfumán y los zusmios gástricos), el [[ácidu acetilsalicílicu]] (na [[ácidu acetilsalicílicu|aspirina]]), o'l [[ácidu sulfúricu]] (usáu en [[Batería d'automóvil|bateríes d'automóvil]]). Los sistemes ácidu/base estremar de les reacciones [[amenorgamientu-oxidación|redox]] en que, nestes postreres hai un cambéu nel [[estáu d'oxidación]]. Los ácidos pueden esistir en forma de sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la temperatura y tamién pueden esistir como sustancies pures o en solución.

A les [[sustancia químico|sustancies químiques]] que tienen la propiedá d'un ácidu denominar '''acedes'''.

== Definiciones y conceutos ==
{{AP|Reacción ácidu-base}}

=== Propiedaes de los ácidos ===
* Tienen sabor agrio como nel casu del [[ácidu cítricu]] na [[naranxa]] y el [[Citrus × limon|llimón]].
* Camuden el color del papel tornasol azul a rosa, l'anaranxáu de metilu d'anaranxáu a colloráu y dexa incolora a la [[fenolftaleína]].
* Son corroyentes.
* Producen quemadures de la piel.
* Son bonos conductores d'electricidá en disoluciones aguacientes.
* Reaccionen con metales activos formando un sal ya hidróxenu.
* Reaccionen con bases pa formar un sal más agua.
* Reaccionen con óxidos metálicos pa formar un sal más agua.

=== Ácidos de Arrhenius ===
El químicu suecu [[Svante August Arrhenius|Svante Arrhenius]] foi'l primeru n'atribuyir les propiedaes d'acidez al [[hidróxenu]] en 1884. Un '''ácidu de Arrhenius''' ye una sustancia qu'aumenta la concentración de catión hidroniu, H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>, cuando s'esllee n'agua. Esta definición parte del [[equilibriu químicu|equilibriu]] de disociación de l'agua en hidroniu y [[hidróxidu]]:
: H<sub>2</sub>O(''l'') + H<sub>2</sub>O (''l'') {{eqm}} H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>(''ac'') + OH<sup>-</sup>(''ac'')
N'agua puro, la mayoría de molécules esisten como H<sub>2</sub>O, pero un númberu pequeñu de molécules tán constantemente disociándose y reasociándose. L'agua puro ye neutra con al respective de l'acidez o basicidad, por cuenta de que la concentración d'iones hidróxido ye siempres igual a la concentración d'iones hidroniu. Una [[base (química)|base]] de Arrhenius ye una molécula qu'aumenta la concentración del ion hidróxidu cuando ta eslleida n'agua. En química escribir con frecuencia H<sup>+</sup>(''ac'') significando [[protón|ion hidróxenu o protón]] al describir reacciones ácidu-base, pero nun hai evidencia abonda de qu'esista en disolución aguacienta'l nucleu d'hidróxenu llibre; sí que ta probada la esistencia del [[ion hidronio|ion hidroniu]], H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> ya inclusive d'especies de mayor nuclearidad.
Los compuestos que nun tienen hidróxenu na so estructura nun son consideraos ácidos de Arrhenius. Tampoco son bases de Arrhenius los compuestos que nun tienen OH na so estructura.

=== Ácidos de Brønsted-Lowry ===
{{AP|Teoría ácidu-base de Brønsted-Lowry}}
Anque'l conceutu de Arrhenius ye bien útil pa describir munches reacciones, tamién ta un pocu llindáu nel so algame. En 1923, los químicos [[Johannes Nicolaus Brønsted]] y Thomas Martin Lowry reconocieron independientemente que les reacciones ácidu-base arreyen la tresferencia d'un protón. Un '''ácidu de Brønsted-Lowry''' (o a cencielles ácidu de Brønsted) ye una especie que dona un protón a una base de Brønsted-Lowry. La teoría ácidu-base de Brønsted-Lowry tien delles ventayes sobre la teoría de Arrhenius. Considere les siguientes reacciones del [[ácidu acéticu]] (CH<sub>3</sub>COOH), el [[ácidu orgánico]] que-y da al [[vinagre]] el so sabor carauterístico:
: [[Ficheru:Acid-base.png]]
Dambes teoríes describen fácilmente la primer reacción: el CH<sub>3</sub>COOH actúa como un ácidu de Arrhenius porque actúa como fonte d'[[ion hidronio|H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>]] cuando ta eslleíu n'agua, y actúa como un ácidu de Brønsted al donar un protón a l'agua. Nel segundu exemplu, el CH<sub>3</sub>COOH sufre'l mesmu tresformamientu, donando un protón al amoniacu (NH<sub>3</sub>), pero nun puede ser descritu usando la definición de Arrhenius d'un ácidu, porque la reacción nun produz cationes hidroniu. La teoría de Brønsted-Lowry tamién puede ser usada pa describir [[molécula|compuestos moleculares]], ente que los ácidos de Arrhenius tienen de ser [[ion|compuestos iónicos]]. El [[cloruru d'hidróxenu]] (HCl) y amoniacu combinar so delles condiciones distintes pa formar [[cloruru de amonio|cloruru de amoniu]], NH<sub>4</sub>Cl. En solución aguacienta, el HCl pórtase como [[ácidu clorhídricu]] y esiste como cationes [[ion hidronio|hidroniu]] y aniones cloruru. Les siguientes reacciones ilustren les llimitaciones de la definición de Arrhenius:
: 1.) H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>(''ac'') + Cl<sup>-</sup>(''ac'') + NH<sub>3</sub> → Cl<sup>-</sup>(''ac'') + NH{{su|+|4}}(''aq'')
: 2.) HCl(''bencenu'') + NH<sub>3</sub>(''bencenu'') → NH<sub>4</sub>Cl(''s'')
: 3.) HCl(''g'') + NH<sub>3</sub>(''g'') → NH<sub>4</sub>Cl(''s'')
Como coles reacciones del ácidu acéticu, dambes definiciones trabayen pal primer exemplu, onde l'agua ye'l solvente y fórmase ion hidroniu. Les siguientes dos reacciones nun arreyen la formación d'iones, pero pueden ser vistes como reacciones de tresferencia de protones. Na segunda reacción, el cloruru d'hidróxenu y l'amoniacu reaccionen pa formar cloruru de amoniu sólidu nun solvente [[bencenu]], y na tercera, HCl gaseosu y NH<sub>3</sub> combinar pa formar el sólidu.

=== Ácidos de Lewis ===
{{AP|Acedos y bases de Lewis}}
Un tercer conceutu foi propuestu pol físicoquímico [[Gilbert N. Lewis]] en 1923, que inclúi reacciones con carauterístiques ácidu-base que nun arreyen una tresferencia de protón. Un '''ácidu de Lewis''' ye una especie qu'acepta un par d'electrones d'otra especie; n'otres pallabres, ye un aceptor de par d'electrones. Les reacciones ácidu-base de Brønsted son reacciones de tresferencia de protones, ente que les reacciones ácidu-base de Lewis son tresferencies de pares d'electrones. Tolos [[teoría ácidu-base de Brønsted-Lowry|acedos de Brønsted]] son tamién [[ácidos y bases de Lewis|acedos de Lewis]], pero non tolos ácidos de Lewis son acedos de Brønsted. Les siguientes reacciones podríen ser descrites en términos de química ácidu-base.
: [[Ficheru:LewisAcid.png]]
Na primer reacción, un anión [[fluoruru]], F<sup>-</sup>, dexa un [[par solitariu|par electrónicu]] al [[trifluoruru de boro]] pa formar el productu [[tetrafluoroborato]]. El fluoruru "pierde" un par d'[[electrón de valencia|electrones de valencia]] por cuenta de que los electrones compartíos nel enllaz B-F tán allugaos na rexón d'espaciu ente los dos [[nucleu atómicu|nucleos]] atómicos y, arriendes d'ello, tán más distantes del nucleu del fluoruru que nel anión fluoruru solitariu. BF<sub>3</sub> ye un ácidu de Lewis porque acepta'l par d'electrones del fluoruru. Esta reacción nun puede ser descrita en términos de la teoría de Brønsted, por cuenta de que nun hai tresferencia de protones. La segunda reacción puede ser descrita por cualesquier de los dos últimes teoríes. Un protón ye tresferíu dende un ácidu de Brønsted non especificáu escontra l'amoniacu, una base de Brønsted; alternativamente, l'amoniacu actúa como una base de Lewis y tresfier un par llibre d'electrones pa formar un enllaz con un ion hidróxenu. La especie que gana'l par d'electrones ye l'ácidu de Lewis; por casu, l'átomu d'osíxenu en H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> gana un par d'electrones cuando unu de los enllaces H-O se ruempe, y los electrones compartíos nel enllaz alcontrar nel osíxenu. Dependiendo del contestu, los ácidos de Lewis tamién pueden ser descritos como [[axente reductor|axentes reductores]] o como [[electrófilu]].

La definición de Brønsted-Lowry ye la definición más llargamente usada; sacantes s'especifique d'otra manera, asumir que les reacciones ácidu-base arreyen la tresferencia d'un catión hidrón (H<sup>+</sup>) d'un ácidu a una base.

== Disociación y equilibriu ==
Les reacciones d'ácidos son xeneralizaes frecuentemente na forma HAI {{eqm}} H<sup>+</sup> + A<sup>-</sup>, onde HAI representa l'ácidu, y A<sup>-</sup> ye la [[base conxugada]]. Los pares ácidu-base conxugaos difieren nun protón, y pueden ser interconvertidos pola adición o eliminación d'un protón ([[protonación]] y [[deprotonación]], respeutivamente). Reparar que l'ácidu puede ser la especie cargada, y la base conxugada pue ser neutra, y nesi casu l'esquema de reacción xeneralizada podría ser descritu como HAI<sup>+</sup> {{eqm}} H<sup>+</sup> + A. En solución esiste un [[equilibriu químicu|equilibriu]] ente l'ácidu y la so base conxugada. La [[constante d'equilibriu]] ''K'' ye una espresión de les concentraciones del equilibriu de les molécules o iones en solución. Los corchetes indiquen concentración, asina [H<sub>2</sub>O] significa ''la concentración de [H<sub>2</sub>O]''. La [[constante de disociación aceda]] ''K''<sub>a</sub> ye usada xeneralmente nel contestu de les reacciones ácidu-base. El valor numbéricu de ''K''<sub>a</sub> ye igual a la concentración de los productos, estremada pola concentración de los reactantes, onde'l reactante ye l'ácidu (HAI) y los productos son la base conxugada y H<sup>+</sup>.
:<math>K_a = \frac{[\mbox{H}^+][\mbox{A}^-]}{[\mbox{HAI}]}</math>
El más fuerte de los dos acedos va tener ''K''<sub>a</sub> mayor que l'ácidu más débil; la rellación de los iones hidróxenu al ácidu va ser mayor pal ácidu más fuerte, yá que l'ácidu más fuerte tien un enclín mayor a perder el so protón. Debíu al rangu de valores posibles pa ''K''<sub>a</sub> estender por dellos órdenes de magnitú, más frecuentemente utilízase una constante más manipulable, p''K''<sub>a</sub>, onde p''K''<sub>a</sub> = -log<sub>10</sub> ''K''<sub>a</sub>. Los ácidos más fuertes tienen p''K''<sub>a</sub> menor que los ácidos débiles. Los valores de p''K''<sub>a</sub>. determinaos esperimentalmente a 25&nbsp;°C en solución aguacienta suelen presentase en llibros de testu y material de referencia.

== Nomenclatura ==
Nel sistema de nomenclatura clásicu, los ácidos son nomaos d'alcuerdu a los sos [[anión|aniones]]. El sufixu iónicu ye esaniciáu y ye reemplazáu con un nuevu sufixu (y dacuando prefixu), acordies cola tabla siguiente.

Sistema de nomenclatura clásicu:
{| border="1" cellpadding="4" align="center" cellspacing="0" style="background: #f9f9f9; color: black; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"
!Prefixu Anión
!Sufixu Anión
!Prefixu Ácidu
!Sufixu Ácidu
!Exemplu
|- 
|per
|ato
|per
|ácidu ico
|[[ácidu perclóricu]] (HClO<sub>4</sub>)
|-
|
|ato
|
|ácidu ico
|[[ácidu clóricu]] (HClO<sub>3</sub>)
|-
|
|ito
|
|ácidu osu |[[ácidu clorosu]]
(HClO<sub>2</sub>)
|-
|hipo
|ito
|hipo
|ácidu osu
|[[ácidu hipoclorosu]] (HClO)
|-
|
|uro
|hidro
|ácidu ico
|[[ácidu clorhídricu]] (HCl)
|}

Por casu, HCl tien un [[cloruru]] como'l so anión, polo que'l sufixu -uro fai que tome la forma d'[[ácidu clorhídricu]]. Nos encamientos de nomenclatura [[Unión Internacional de Química Pura y Aplicada|IUPAC]], a cencielles amiéstase ''aguacientu'' al nome del compuestu iónicu. Arriendes d'ello, pal cloruru d'hidróxenu, el nome IUPAC sería ''cloruru d'hidróxenu aguacientu''. El sufixu ''-hídricu'' ye amestáu namái si l'ácidu ta compuestu solamente d'hidróxenu y un otru elementu.

Nel casu particular de los [[oxácidos]], ye importante tener en cuenta variedaes alotrópiques.

• Nomenclatura Sistemática: indicar por aciu un prefixu (Monu, di, tri, tetra....) el númberos d'osíxenos (terminando en “oxo”) siguíu del nome del elementu central en “ato”, indicando ente paréntesis el númberu d'oxidación d'ésti y finalmente diciendo “ d'hidróxenu”. Por casu l'ácidu sulfúricu ye'l tetraoxosulfatu (VI) d'hidróxenu.

Fórmula Nomenclatura sistemática Nomenclatura sistemática funcional

HNO<sub>2</sub> Dioxonitrato (III) d'hidróxenu Ácidu dioxonítricu (III)
H<sub>2</sub>SO<sub>3</sub> Trioxosulfatu (IV) d'hidróxenu Ácidu trioxosulfúricu (IV)
HIO<sub>4</sub> Tetraoxoyodatu (VII) d'hidróxenu Ácidu tetraoxoyódicu (VII)
H<sub>2</sub>CrO<sub>4</sub> Tetraoxocromato (VI) d'hidróxenu Ácidu tetraoxocrómico (VI)
H<sub>2</sub>SO<sub>2</sub> Dioxosulfatu (II) d'hidróxenu Ácidu dioxosulfúricu (II)
HIO Monoxoyodatu (I) d'hidróxenu Ácidu monoxoyódicu (I)

• Nomenclatura simplificada: empieza'l nome del compuestu pola pallabra “ácidu” siguíu pol númberu d'osíxenos terminando en “oxo” y finalmente'l nome del elementu central termináu en “ico”, indicando'l númberu d'oxidación ente paréntesis en [[numberación romana|númberos romanos]].

Fórmula Nomenclatura sistemática Nomenclatura sistemática Nomenclatura funcional tradicional

H<sub>2</sub>Cr<sub>2</sub>O<sub>7</sub> Heptaoxodicromato(VI)d'hidróxenu Ácidu heptaoxodicrómico(VI) Ácidu dicrómico
H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub> Tetraoxofosfato(V)d'hidróxenu Ácidu tetraoxofosfóricu(V) Ácidu ortofosfóricu

== Fuercia de los ácidos ==
La fuercia d'un ácidu referir a la so habilidá o enclín a perder un protón. Un [[ácidu fuerte]] ye unu que se disocia dafechu n'agua; n'otres pallabres, un [[mol]] d'un ácidu fuerte HAI eslleir n'agua produciendo un mol de H<sup>+</sup> y un mol del so [[base conxugada]], A<sup>-</sup>, y nada del ácidu protonado HAI. En contraste, un [[ácidu débil]] se disocia namái parcialmente y, nel equilibriu, esisten na solución tantu l'ácidu como la so base conxugada. Dellos exemplos d'[[ácidu fuerte|acedos fuertes]] son el [[ácidu clorhídricu]] (HCl), [[yoduro d'hidróxenu ácidu yodhídricu]] (HI), [[ácidu bromhídricu]] (HBr), [[ácidu perclóricu]] (HClO<sub>4</sub>), [[ácidu nítricu]] (HNO<sub>3</sub>) y [[ácidu sulfúricu]] (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>). N'agua, cada unu d'estos se ioniza práuticamente al 100%. Mientres más fuerte seya un ácidu, más fácilmente pierde un protón, H<sup>+</sup>. Dos factores clave que contribúin a la facilidá de deprotonación son la [[polaridá (química)|polaridá]] del enllaz H-A. La fuercia de los ácidos suel ser aldericada tamién en términos de la estabilidá de la base conxugada.

Los ácidos más fuertes tienen ''K''<sub>a</sub> más altu, y p''K''<sub>a</sub> más baxu que los ácidos más débiles.

Los ácidos alquilsulfónicos y arilsulfónicos, que son oxiácidos orgánicos, son un tipu d'ácidos fuertes. Un exemplu común ye l'[[ácidu toluenosulfónico]] (ácidu tósico o tosílico). A diferencia del ácidu sulfúricu mesmu, los ácidos sulfónicos pueden ser sólidos. N'efeutu, el [[poliestireno]] [[funcionalización|funcionalizado]] en sulfonato de poliestireno, ye un plásticu sólido fuertemente ácidu, que ye filtrable.

Los [[superácidos]] son acedos más fuertes que l'ácidu sulfúricu al 100%. Dellos exemplos de superácidos son el [[ácidu fluoroantimónico]], [[ácidu máxico]] y [[ácidu perclóricu]]. Los superácidos pueden protonar permanentemente l'agua, pa producir "sales" d'[[ion hidronio|oxoniu]] ióniques, cristalines. Tamién pueden estabilizar cuantitativamente a los [[carbocatión|carbocationes]].

=== Polaridá y l'efeutu inductivu ===
La polaridá referir a la distribución d'electrones nun [[enllaz químicu]], la rexón d'espaciu ente dos nucleos atómicos onde se comparte un par d'electrones (ver [[TREPEV]]). Cuando los dos átomos tienen aproximao la mesma [[electronegatividá]] (potencia p'atraer electrones del enllaz), los electrones son compartíos aproximao por igual y pasen el mesmu tiempu en cualquier estremu del enllaz. Cuando hai una diferencia significativa en electronegatividades de los dos átomos enllazaos, los electrones pasen más tiempu cerca al nucleu del elementu más electronegativu, y fórmase un [[dipolo llétricu]], o separación de cargues, tal qu'hai una [[carga parcial]] negativa alcontrada nel elementu electronegativu, y una carga parcial positiva nel elementu electropositivo. L'hidróxenu ye un elementu electropositivo y atropa una carga llixeramente positiva cuando ta xuníu a un elementu electronegativu, como'l [[osíxenu]] o'l [[bromu]]. Al escayer la [[densidá electrónica]] nel átomu d'hidróxenu, faise más fácil que seya abstraído en forma de protón, n'otres pallabres, ye más ácidu. Al movese d'esquierda a derecha a lo llargo d'una fila na [[Tabla periódica de los elementos|tabla periódica]], los elementos tienden a faese más electronegativos, y la fuercia del [[compuestu binariu|ácidu binario]] formáu pol elementu aumenta coherentemente en:
{| {{tablaguapa}} border="1"
|-
! Fórmula
! Nome
! p''K''<sub>a</sub><ref>{{Cita web |url=http://www2.lsdiv.harvard.edu/labs/evans/pdf/evans_pKa_table.pdf |títulu=Archived copy |urlarchivu=https://web.archive.org/web/20120121150933/http://www2.lsdiv.harvard.edu/labs/evans/pdf/evans_pKa_table.pdf |fechaarchivu=2012-01-21 }}</ref>
|-
| HF
| [[ácidu fluorhídricu]]
| 3.17
|-
| H<sub>2</sub>O
|agua
|15.7
|-
| NH<sub>3</sub>
| [[amoniacu]]
| 38
|-
| CH<sub>4</sub>
| [[metanu]]
| 48
|}

L'elementu electronegativu nun precisa tar xuníu direutamente al hidróxenu ácidu p'amontar la so acidez. Un átomu electronegativu puede "jalar" densidá electrónica dende l'enllaz ácidu, al traviés del [[efeutu inductivu]]. L'habilidá p'atraer electrones mengua rápido cola distancia del elementu electronegativu al enllaz ácidu. L'efeutu ye ilustráu pola siguiente serie d'[[ácidu butírico|acedos butanoicus]] [[halogenación|haloxenaos]]. El [[cloru]] ye más electronegativu que'l [[bromu]] y, arriendes d'ello, tien l'efeutu más fuerte. L'átomu d'hidróxenu xuníu al osíxenu ye l'hidróxenu ácidu. L'ácidu butanoicu ye un [[ácidu carboxílico]].
{| {{tablaguapa}} border="1"
|-
! Estructura
! Nome
! p''K''<sub>a</sub><ref name="Evanspka">{{cita web
 | url = https://www.scribd.com/doc/6792576/638478
 | títulu = 63847_8
 | urlarchivu = https://web.archive.org/web/20130722193956/http://www.scribd.com/doc/6792576/638478
 | fechaarchivu = 2013-07-22
 }}<!--Títulu xeneráu por Muriu Bot--></ref>
|-
| [[Ficheru:butanoic.png]]
| [[ácidu butírico|ácidu butanoicu]]
| ≈4.8
|-
| [[Ficheru:4chlorobutanoic.png]]
| ácidu 4-clorobutanoicu
| 4.5
|-
| [[Ficheru:3chlorobutanoic.png]]
| ácidu 3-clorobutanoicu
| ≈4.0
|-
| [[Ficheru:2bromobutanoic.png]]
| ácidu 2-bromobutanoicu
| 2.93
|-
| [[Ficheru:2chlorobutanoic.png]]
| ácidu 2-clorobutanoicu
| 2.86
|}
Al empar que l'átomu de cloru alloñar del enllaz ácidu O-H, l'efeutu mengua. Cuando l'átomu de cloru ta a un átomu de carbonu de distancia del grupu ácidu carboxílico, l'acidez del compuestu amóntase significativamente, comparáu col ácidu butanoicu (tamién llamáu ''ácidu butírico''). Sicasí, cuando l'átomu de cloru ta dixebráu por dellos enllaces, l'efeutu ye enforma menor. El bromu ye más electronegativu que'l carbonu o l'hidróxenu, pero non tan electronegativu como'l cloru, colo que p''K''<sub>a</sub> del ácidu 2-bromobutanoicu ye llixeramente mayor que'l p''K''<sub>a</sub> del ácidu 2-clorobutanoicu.

[[Ficheru:Perchloric acid Structural Formula V.1.svg|thumb|left|El [[ácidu perclóricu]] ye un [[Oxácido|ácidu oxácido]] [[ácidu fuerte|fuerte]].]]
El númberu d'átomos electronegativos axacentes a un enllaz ácidu tamién afecta a encomalo del ácidu. Los [[oxácidos]] tienen la fórmula xeneral HOX, onde X pue ser cualquier átomu y puede o nun compartir enllaces con otros átomos. Al aumentar el númberu d'átomos o grupos electronegativos nel átomu X, menguar la densidá electrónica nel enllaz ácidu, faciendo que la perda del protón seya más fácil. L'ácidu perclóricu ye un ácidu bien fuerte (p''K''<sub>a</sub> ≈ -8), y se disocia dafechu n'agua. La so fórmula química ye HClO<sub>4</sub>, y entiende un átomu de [[cloru]] central, con cuatro átomos d'osíxenu alredor, unu de los cualos ta xuníu a un átomu d'hidróxenu desaxeradamente ácidu, que ye eliminable fácilmente. En contraste, el [[ácidu clóricu]] (HClO<sub>3</sub>) ye un ácidu daqué menos fuerte (p''K''<sub>a</sub> = -1.0), ente que el [[ácidu clorosu]] (HClO<sub>2</sub>, p''K''<sub>a</sub> = +2.0) y el [[ácidu hipoclorosu]] (HClO, p''K''<sub>a</sub> = +7.53) son acedos débiles.<ref>pK<sub>a</sub> values for HClO<sub>n</sub> from C.Y.Housecroft and A.G.Sharpe "Inorganic Chemistry" (Pearson, 2d edn 2005), p.171</ref>

Los [[ácidu carboxílico|acedos carboxílicos]] son [[ácidu orgánico|ácidos orgánicos]] que contienen un [[grupu hidroxilo]] ácidu y un [[grupu carbonilo]]. Los ácidos carboxílicos pueden ser amenorgaos al alcohol correspondiente; la sustitución d'un átomu d'osíxenu electronegativu con dos átomos d'hidróxenu electropositivos conduz a un productu que ye esencialmente non ácidu. L'amenorgamientu del [[ácidu acéticu]] a [[etanol]] usando LiAlH<sub>4</sub> ([[hidruru de litiu y aluminiu]] o LAH) y [[éter etílicu|éter]] ye un exemplu de dicha reacción.
: [[Ficheru:Reduction.png]]

El valor de p''K''<sub>a</sub> pal etanol ye 16, comparáu con 4,76 pal ácidu acéticu.<ref name="Evanspka" /><ref name="pkatables">{{Cita web |url=http://research.chem.psu.edu/brpgroup/pKa_compilation.pdf |títulu=Archived copy |urlarchivu=https://web.archive.org/web/20030824213333/http://research.chem.psu.edu/brpgroup/pKa_compilation.pdf |fechaarchivu=2003-08-24 }}</ref>

=== Radiu atómicu y fuercia del enllaz ===
Otru factor que contribúi a l'habilidá d'un ácidu pa perder un protón ye la [[fuercia d'enllaz]] ente l'hidróxenu ácidu y el [[anión]] de la molécula que la tien (ver [[base conxugada]]). Esto, de la mesma, ye dependiente del tamañu de los átomos que comparten l'enllaz. Pa un ácidu HAI, al empar qu'aumenta'l tamañu del átomu A, la fuercia del enllaz mengua, significando esto que ye más bono de ser rotu, y la fuercia del ácidu aumenta. La fuercia del enllaz ye una midida de cuánta [[enerxía d'enlace|energía]] ye necesaria pa romper un enllaz. N'otres pallabres, rique menos enerxía romper l'enllaz cuando l'átomu A faise más grande, y el protón ye más fácilmente removible por una base. Esto esplica parcialmente por qué l'ácidu fluorhídricu ye consideráu un ácidu débil, ente que los demás ácidos d'halóxenu (HCl, HBr, HI) son acedos fuertes. Anque'l flúor ye más electronegativu que los otros halóxenos, el so [[radiu atómicu]] ye tamién enforma menor, polo que comparte un enllaz fuerte col hidróxenu. Al movese escontra baxo nuna columna na tabla periódica, los átomos fáense menos electronegativos, pero tamién significativamente más grandes, y el tamañu del átomu tiende a apoderar l'acidez nel enllaz col hidróxenu. El [[ácidu sulfhídricu|sulfuru d'hidróxenu]], H<sub>2</sub>S, ye un ácidu más fuerte que l'agua, inclusive anque l'osíxenu ye más electronegativu que l'azufre. Esto ye por cuenta de que el azufre ye más grande que l'osíxenu, y l'enllaz hidróxenu-azufre ye más fácilmente francible que l'enllaz hidróxenu-osíxenu.

== Carauterístiques químiques ==

=== Acedos monopróticos ===
Los ácidos monopróticos son aquellos ácidos que son capaces de donar un [[protón]] por molécula mientres el procesu de [[disociación]] (llamáu delles vegaes ionización), como s'amuesa de siguío (simbolizáu por HAI):

:::::HAI(aq) + H<sub>2</sub>O(l) {{eqm}} H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>(ac) + A<sup>−</sup>(ac) &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; ''K''<sub>a</sub>

Dellos exemplos comunes d'acedos monopróticos n'[[ácidu inorgánico|ácidos minerales]] inclúin al [[ácidu clorhídricu]] (HCl) y el [[ácidu nítricu]] (HNO<sub>3</sub>). Per otra parte, pa los [[ácidu orgánico|ácidos orgánicos]], el términu xeneralmente indica la presencia d'un [[ácidu carboxílico|grupu carboxilo]], y delles vegaes estos ácidos son conocíos como acedos monocarboxílicos. Dellos exemplos d'ácidos orgánicos inclúin al [[ácidu fórmico]] (HCOOH), [[ácidu acéticu]] (CH<sub>3</sub>COOH) y l'[[ácidu benzoico|ácidu benzoicu]] (C<sub>6</sub>H<sub>5</sub>COOH).

=== Acedos polipróticos ===
Los ácidos polipróticos son capaces de donar más d'un protón por molécula d'ácidu, en contraste a los ácidos monopróticos que namái donen un protón por molécula. Los tipos específicos d'acedos polipróticos tienen nomes más específicos, como ácidu dipróticu (dos protones potenciales pa donar) y ácidu tripróticu (tres protones potenciales pa donar).

Un ácidu dipróticu (simbolizáu equí como H<sub>2</sub>A) puede sufrir una o dos disociaciones, dependiendo del pH. Cada disociación tien la so propia constante de disociación, K<sub>a1</sub> y K<sub>a2</sub>.

:::::H<sub>2</sub>A(ac) + H<sub>2</sub>O(l) {{eqm}} H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>(ac) + HAI<sup>−</sup>(ac) &nbsp; &nbsp; &nbsp; ''K''<sub>a1</sub>

:::::HAI<sup>−</sup>(ac) + H<sub>2</sub>O(l) {{eqm}} H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>(ac) + A<sup>2−</sup>(ac)&nbsp; &nbsp; &nbsp;&nbsp; ''K''<sub>a2</sub>

La primer constante de disociación ye mayor que la segunda; esto ye: ''K''<sub>a1</sub> > ''K''<sub>a2</sub>. Por casu, el [[ácidu sulfúricu]] (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>) puede donar un protón pa formar l'[[bisulfatu|anión bisulfatu]] (HSO{{su|—|4}}), pa lo que ''K''<sub>a1</sub> ye bien grande; depués puede donar un segundu protón pa formar l'[[sulfatu|anión sulfatu]] (SO{{su|2—|4}}), onde ''K''<sub>a2</sub> ye comparativamente pequeñu, indicando una fuercia entemedio. El valor grande de ''K''<sub>a1</sub> pa la primera disociación significa que l'ácidu sulfúricu ye un ácidu fuerte. De manera similar, l'inestable y débil [[ácidu carbónico]] (H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>) puede perder un protón pa formar l'[[Bicarbonatu|anión bicarbonatu]] (HCO{{su|—|3}}) y perder un segundu protón pa formar l'[[carbonatu|anión carbonatu]] (CO{{su|2-|3}}). Dambos valores de ''K''<sub>a</sub> son pequeños, pero ''K''<sub>a1</sub> > ''K''<sub>a2</sub>.

Un ácidu tripróticu (H<sub>3</sub>A) puede sufrir una, dos, o trés disociaciones, y tien trés constantes de disociación, onde ''K''<sub>a1</sub> > ''K''<sub>a2</sub> > ''K''<sub>a3</sub>.

:::::H<sub>3</sub>A(ac) + H<sub>2</sub>O(l) {{eqm}} H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>(ac) + H<sub>2</sub>A<sup>−</sup>(ac) &nbsp; &nbsp; &nbsp;&nbsp; ''K''<sub>a1</sub>

:::::H<sub>2</sub>A<sup>−</sup>(ac) + H<sub>2</sub>O(l) {{eqm}} H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>(ac) + HAI<sup>2−</sup>(ac) &nbsp; &nbsp; &nbsp; ''K''<sub>a2</sub>

:::::HAI<sup>2−</sup>(ac) + H<sub>2</sub>O(l) {{eqm}} H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>(ac) + A<sup>3−</sup>(ac) &nbsp; &nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; ''K''<sub>a3</sub>

Un exemplu [[compuestu inorgánicu|inorgánicu]] d'un ácidu tripróticu ye l'ácidu ortofosfóricu (H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>), xeneralmente llamáu a cencielles [[ácidu fosfóricu]]. Los trés protones pueden ser perdíos consecutivamente, produciendo H<sub>2</sub>PO{{su|—|4}}, depués HPO{{su|2-|4}}, y finalmente PO{{su|3-|4}}, el anión ortofosfato, a cencielles llamáu [[grupu fosfatu|fosfatu]]. Un exemplu [[compuestu orgánicu|orgánicu]] d'ácidu tripróticu ye l'[[ácidu cítricu]], que puede perder consecutivamente tres protones pa formar finalmente'l [[citrato|anión citrato]]. Anque les posiciones de los protones na molécula orixinal pueden ser equivalentes, los valores de ''K''<sub>a</sub> difieren yá que ye energéticamente menos favorable perder un protón si la base conxugada ta cargada negativamente.

=== Neutralización ===
[[Ficheru:Hydrochloric acid ammonia.jpg|thumb|[[Ácidu clorhídricu]] (nel [[vasu de precipitaos]]) reaccionando con vapores d'[[amoniacu]] pa producir [[cloruru de amonio|cloruru de amoniu]] (fumu blanco).]]
La [[reacción ácidu-base|neutralización]] ye la reacción ente un ácidu y una base, produciendo una [[sal (química)|sal]] y base neutralizada; por casu, l'ácidu clorhídricu y l'hidróxidu de sodiu formen cloruru de sodiu y agua:

::HCl(aq) + NaOH(aq) → H<sub>2</sub>O(l) + NaCl(aq)

La neutralización ye la base de la [[titulación]], onde un [[indicador de pH]] amuesa'l puntu d'equivalencia cuando'l númberu equivalente de moles d'una base fueron añadíos a un ácidu. Xeneralmente asumir incorreutamente que la neutralización resulta nuna solución con pH 7,0, lo que ye solamente'l casu cuando l'ácidu y la base tienen fuercia similar mientres la reacción y atópense en concentraciones asemeyaes. La neutralización con una base más débil que l'ácidu resulta nun sal sele acedo. Un exemplu ye'l [[cloruru de amonio|cloruru de amoniu]], que ye sele ácidu, producíu a partir del ácidu fuerte [[cloruru d'hidróxenu]] y la base débil [[amoniacu]]. Recíprocamente, la neutralización d'un ácidu débil con una base fuerte produz un sal sele básico, por casu, el [[fluoruru sódicu|fluoruru de sodiu]], formáu a partir del [[ácidu fluorhídricu|fluoruru d'hidróxenu]] y el [[hidróxidu de sodiu]].

=== Equilibriu ácidu débil/base débil ===
{{AP|Ecuación de Henderson-Hasselbalch}}
Por que pueda perdese un protón, ye necesariu que'l pH del sistema xuba sobre'l valor de p''K''<sub>a</sub> del ácidu protonado. L'amenorgamientu na concentración de H<sup>+</sup> na solución básica mueve l'equilibriu escontra la base conxugada (la forma deprotonada del ácidu). En soluciones a menor pH (más acedes), hai abonda concentración de H<sup>+</sup> na solución por que el ácidu permaneza na so forma protonada, o por que se protone la base conxugada.

Les soluciones d'ácidos débiles y sales de les sos bases conxugaes formen les [[tampón químicu|soluciones tampón]].

=== Durez d'ácidos ===
{{AP|Teoría ácidu-base duru-blandiu}}
En 1963, Pearson introdució'l conceutu d'ácidos y bases duros y blandios.
Son acedos duros aquellos cationes de pequeñu tamañu y alta carga, de baxa polarizabilidad: alcalinos, alcalinotérreos llixeros, cationes de transición d'alta carga, como'l Ti<sup>4+</sup>, Cr<sup>3+</sup>, Fe<sup>3+</sup>, Co<sup>2+</sup>, etc.

Son acedos blandios les especies químiques de gran tamañu, pequeña o nula carga, y alta polarizabilidad: metales más pesaos de carga más baxa, como Ag<sup>+</sup>, Cu<sup>+</sup>, Pt<sup>2+</sup>, Hg<sup>2+</sup>, etc.

Les especies dures tienden a combinase ente sigo. La interacción duru-duru o blandu-blandiu conduz a especies más estables. Esto debe a un mayor solapamiento d'orbitales, qu'anicia un enllaz más fuerte que nes interacciones duru-blandiu o blandiu-duru. Lo anterior ye útil, de forma averada, pa predicir el sentíu de numberoses reacciones.

== Aplicaciones de los ácidos ==
Hai numberosos usos de los ácidos. Los ácidos son usaos frecuentemente pa esaniciar ferruñu y otru escomiu de los metales nun procesu conocíu como ''pickling''. Pueden ser usaos tamién como [[electrolitu|electrolitos]] nuna [[batería llétrica|batería]], como'l [[ácidu sulfúricu]] nuna batería d'automóvil.

Los ácidos fuertes, el [[ácidu sulfúricu]] en particular, son llargamente usaos en procesamientu de minerales. Por casu, los minerales de fosfatu reaccionen con ácidu sulfúricu produciendo [[ácidu fosfóricu]] pa la producción de fertilizantes, y el [[cinc]] ye producíu eslleiendo [[óxidu de cinc]] n'ácidu sulfúricu, purificando la solución y aplicando electrólisis.

Na industria químico, los ácidos reaccionen nes reacciones de neutralización pa producir sales. Por casu, el [[ácidu nítricu]] reacciona col [[amoniacu]] pa producir [[nitratu d'amoniu|nitratu de amoniu]], un fertilizante. Adicionalmente, los [[ácidu carboxílico|acedos carboxílicos]] pueden ser [[esterificación de Fischer-Speier|esterificados]] con [[alcohol]]es en presencia d'ácidu sulfúricu, pa producir [[éster]]es.

Los ácidos son usaos como [[catálisis|catalizadores]]; por casu, el [[ácidu sulfúricu]] ye usáu en grandes cantidaes nel procesu d'[[alquilación]] pa producir [[gasolina]]. Los ácidos fuertes, como l'ácidu sulfúricu, fosfóricu y clorhídricu, tamién tienen efeutu en reacciones de [[reacción de deshidratación|deshidratación]] y [[reacción de condensación|condensación]].
Los ácidos son usaos tamién como aditivos en bébores y alimentos, yá que alterien el so sabor y sirven como preservantes. Por casu, el [[ácidu fosfóricu]] ye un componente de les bébores con [[cola (bébora)|cola]].

== Bayura biolóxica ==
[[Ficheru:Aminoacid.png|thumb|left|Estructura básica d'un [[aminoácidu]].]]
Munches molécules biolóxicamente importantes son acedos. Los [[ácidu nucleico|acedos nucleicos]], incluyendo al [[ácidu desoxirribonucleico|ADN]] y l'[[ácidu ribonucleico|ARN]] contienen el códigu xenéticu que determina enforma de les carauterístiques d'un organismu, y ye tresferíu de padres a renuevos. L'ADN contién el molde químicu pa la síntesis de les [[proteína|proteínes]], que tán feches de subunidades d'[[aminoácidu|aminoácidos]].

Un aminoácidu tien un carbonu central (el carbonu α o ''alfa'') que ta xuníu covalentemente a un grupu [[ácidu carboxílico|carboxilo]] (d'ende que son [[ácidu carboxílico|acedos carboxílicos]]), un grupu [[grupu amino|amino]], un átomu d'hidróxenu, y un grupu variable. El grupu variable, tamién llamáu grupu R o cadena llateral, determina la identidá y munches de les propiedaes d'un aminoácidu específico. Na [[glicina]], l'aminoácidu más simple, el grupu R ye un átomu d'hidróxenu, pero en tolos demás aminoácidos contién unu o más átomos de carbonu xuníu a hidróxenu, y puede contener otros elementos, tales como [[azufre]], [[seleniu]], [[osíxenu]] o [[nitróxenu]]. Con esceición de la glicina, los aminoácidos presentes na naturaleza son [[quiralidad (química)|quirales]] y casi invariablemente tán presentes na [[quiralidad (química)#Configuración D y L|configuración L]]. Dalgunos [[peptidoglucanos]], atopaos en delles [[paré celular|parés celulares]] [[bacteria]]nas contienen pequeñes cantidaes de D-aminoácidos. A pH fisiolóxicu, típicamente alredor de 7, esisten aminoácidos llibres en forma iónica, onde'l grupu carboxilo ácidu (-COOH) pierde un protón (-COO<sup>-</sup>) y el grupu amino básicu (-NH<sub>2</sub>) gana un protón (-NH{{su|+|3}}). La molécula entera tienen una carga neta neutra, y ye un [[zwitterión]].

Los [[ácidu grasu|ácidos grasos]] y derivaos d'ácidos grasos son otru grupu d'acedos carboxílicos que xueguen un rol significativu en bioloxía. Estos contienen llargues cadenes d'hidrocarburu y un grupu ácidu carboxílico nun estremu. La [[membrana plasmática|membrana celular]] de casi tolos organismos ta fecha principalmente d'una [[bicapa fosfolipídica]], una [[micela]] de cadenes hidrofóbiques d'ácidos grasos con grupos [[fosfatu]] hidrofílicos.

N'humanos y munchos otros animales, el [[ácidu clorhídricu]] ye parte del [[zusmiu gástrico|ácidu gástrico]] segregáu nel [[estómagu]] p'ayudar a hidrolizar a les [[proteína|proteínes]], según pa convertir la proenzima inactiva [[pepsinógeno]] na [[enzima dixestiva|enzima]] activa [[pepsina]]. Dellos organismos producen ácidos pal so defensa; por casu, les formigues producen el [[ácidu fórmico]].

L'equilibriu ácidu-base xuega un rol críticu na regulación de la respiración de los [[Mammalia|mamíferos]]. El gas [[dioxígeno|osíxenu]] (O<sub>2</sub>) lleva a cabu la [[respiración celular]], procesu pol cual los animales lliberen la [[enerxía potencial]] química almacenada nos alimentos, produciendo [[dióxidu de carbonu]] (CO<sub>2</sub>) como productu. L'osíxenu y el dióxidu de carbonu son intercambiaos nos [[pulmones]], y el cuerpu respuende a les demandes enerxétiques variables afaciendo la velocidá de [[ventilación pulmonar]]. Por casu, mientres periodos d'exercitación, el cuerpu ruempe rápido los [[glúcidu|carbohidratu]] almacenaos, lliberando CO<sub>2</sub> a la riega sanguínea. En soluciones aguacientes como'l sangre, el CO<sub>2</sub> esiste n'equilibriu con [[ácidu carbónico]] y l'[[bicarbonatu|anión bicarbonatu]].
: CO<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>O {{eqm}} H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> {{eqm}} H<sup>+</sup> + HCO<sub>3</sub><sup>-</sup>
Ye l'amenorgamientu nel pH la señal que lleva al celebru a alendar más rápido y fondu, lliberando l'escesu de CO<sub>2</sub> y resuministrando a les célules con O<sub>2</sub>.

[[Ficheru:Aspirin-skeletal.svg|thumb|L'[[ácidu acetilsalicílicu|aspirina (ácidu acetilsalicílicu)]] ye un [[ácidu carboxílico]].]]
Les [[membrana plasmática|membranes celulares]] son xeneralmente impermeables a les molécules polares, cargaes o grandes, por cuenta de les cadenes grases [[grupu acilo|acílicas]] [[Lipófilu|lipofílicas]] conteníes nel so interior. Munches molécules biolóxicamente importantes, incluyendo un gran númberu d'axentes farmacéuticos, son acedos orgánicos débiles que pueden crusar la membrana na so forma protonada, na forma ensin carga, pero nun pueden faelo na so forma cargada (como base conxugada). Por esta razón, l'actividá de munches drogues puede ser aumentada o menguada pol usu de antiácidos o alimentos acedos. Sicasí, la forma cargada suel ser más soluble nel sangre y el [[citosol]], dambos medios aguacientos. Cuando'l mediu estracelular ye más ácidu que'l pH neutru dientro de la célula, ciertos ácidos van esistir na so forma neutra y van ser solubles na membrana, dexándo-yos cruciar la bicapa lipídica. Los ácidos que pierden un protón a pH intracelular van esistir na so forma cargada, soluble, polo que son capaces d'espublizase al traviés del citosol al so oxetivu. El [[ibuprofeno]], la aspirina y la [[penicilina]] son exemplos de drogues que son acedos débiles.

== Ácidos comunes ==

=== Ácidos minerales o inorgánicos ===
* [[Ácidu crómico]] (H<sub>2</sub>CrO<sub>4</sub>)
* [[Ácidu fluoroantimónico]]
* [[Ácidu fluorobórico]]
* [[Ácidu fluorosulfúricu]]
* [[Ácidu fosfóricu]] (H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>)
* [[Ácidu hexafluorofosfóricu]]
* [[Ácidu nítricu]] (HNO<sub>3</sub>)
* Halogenuros d'hidróxenu y les sos soluciones aguacientes: [[ácidu clorhídricu]] (HCl), [[ácidu bromhídricu]] (HBr), [[yoduro d'hidróxenu ácidu yodhídricu]] (HI)
* Oxoácidos d'halóxenos: [[ácidu hipoclorosu]], [[ácidu clóricu]], [[ácidu perclóricu]], [[ácidu peryódicu]] y compuestos correspondientes al bromu y al yodu

=== Acedos sulfónicos ===
* [[Ácidu etansulfónico]] (ácidu esílico) (EtSO<sub>3</sub>H)
* [[Ácidu bencensulfónico]] (ácidu besílico) (PhSO<sub>3</sub>H)
* [[Ácidu metansulfónico]] (ácidu mesílico)
* [[Ácidu toluenosulfónico]] (ácidu tosílico) (C<sub>6</sub>H<sub>4</sub>(CH<sub>3</sub>) (SO<sub>3</sub>H))
* [[Ácidu trifluorometansulfónico]] (ácidu tríflico)

=== Acedos carboxílicos ===
* [[Ácidu acéticu]]
* [[Ácidu fórmico]]
* [[Ácidu glucónico]]
* [[Ácidu láctico]]
* [[Ácidu oxálico]]
* [[Ácidu tartárico]]

=== Acedos carboxílicos vinílogos ===
* [[Ácidu ascórbico]]
* [[Ácidu de Meldrum]]

== Ver tamién ==
* [[Acidez]]
* [[Acidificación del océanu]]
* [[Ácidu débil]]
* [[Ácidu fuerte]]
* [[Base (química)]]
* [[Agua acedo]]

== Referencies ==
{{llistaref}}

== Bibliografía ==
* [http://www.csudh.edu/oliver/chemdata/data-ka.htm ''Listing of strengths of common acids and bases''.] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20011218075412/http://www.csudh.edu/oliver/chemdata/data-ka.htm |date=2001-12-18 }}
* Zumdahl, Chemistry, 4th Edition.
* Ebbing, D.D., & Gammon, S. D. (2005). ''Xeneral chemistry'' (8th ed.). Boston, MA: Houghton Mifflin. {{ISBN|0-618-51177-6}}.
* Pavia, D.L., Lampman, G.M., & Kriz, G.S. (2004). ''Organic chemistry volume 1: Organic chemistry 351.'' Mason, OH: Cenage Learning. {{ISBN|978-0-7593-4272-4}}.

== Enllaces esternos ==
* [http://scienceaid.co.uk/chemistry/physical/acidbases.html ''Science Aid: Acids and Bases. Information for High School students''.] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20161227185722/http://scienceaid.co.uk/chemistry/physical/acidbases.html |date=2016-12-27 }}
* [http://academicearth.org/lectures/heartburn-acids-and-bases ''UC Berkeley video lecture on acids and bases''.]
* [http://www2.iq.usp.br/docente/gutz/Curtipot_.html ''Curtipot: Acid-Base equilibria diagrams, pH calculation and titration curves simulation and analysis – freeware''.]
* [http://canadaconnects.ca/chemistry/10081/ ''A summary of the Properties of Acids for the beginning chemistry student''.] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20070208205931/http://canadaconnects.ca/chemistry/10081/ |date=2007-02-08 }}
* [http://www.unece.org/env/lrtap/ ''The UN ECE Convention on Long-Range Transboundary Air Pollution''.]

{{DEFAULTSORT:Acido}}

<!-- interwiki -->
{{Tradubot|Ácido}}

{{control d'autoridaes}}
[[Categoría:Ácidos|*]]
[[Categoría:Química ácidu-base]]