Compara 28 ácidos por su composición y aprende a interpretar su fuerza con nueve casos explicados, ecuaciones y ocho ejercicios resueltos.
28 ejemplos de ácidos y sus fórmulas
Estas 28 fórmulas permiten comparar tres familias. En los hidrácidos, el nombre ácido se refiere al medio acuoso. Las fórmulas identifican sustancias o representaciones químicas; no son instrucciones para preparar mezclas.
Ácidos sin oxígeno
Ácidos sin oxígeno
Ácido
Fórmula
Qué observar
Fluorhídrico
HF
Débil en agua. La fuerza ácida no mide su peligrosidad.
Clorhídrico
HCl
Fuerte en agua; cloruro de hidrógeno es el nombre del compuesto gaseoso.
Bromhídrico
HBr
Fuerte en agua; su base conjugada es Br⁻.
Yodhídrico
HI
Fuerte en agua; su base conjugada es I⁻.
Sulfhídrico
H₂S
Débil y diprótico: pierde sus protones en etapas.
Selenhídrico
H₂Se
Nombre de la disolución acuosa del seleniuro de hidrógeno.
Telurhídrico
H₂Te
Nombre ácido de la disolución acuosa del telururo de hidrógeno.
Cianhídrico
HCN
Débil en agua. No contiene oxígeno, pero tiene tres elementos: no es binario.
HF, HCl, HBr, HI, H₂S, H₂Se y H₂Te son binarios. HCN suele estudiarse junto a los hidrácidos por no contener oxígeno, pero contiene H, C y N. «Ácido mineral» es una categoría más amplia: también incluye oxiácidos inorgánicos.
Diprótico; la primera ionización es fuerte y la segunda tiene equilibrio propio.
Sulfuroso
H₂SO₃
Fórmula convencional del sistema ácido de SO₂ en agua; no toda la disolución es H₂SO₃ molecular.
Ortosilícico
H₄SiO₄
También escrito Si(OH)₄. «Ácidos silícicos» designa una familia más amplia.
Fosfórico
H₃PO₄
Triprótico: puede ceder tres protones en etapas; P: +V.
Fosforoso
H₃PO₃
Diprótico, con estructura H–P(=O)(OH)₂; el H unido al P no se ioniza como los dos O–H.
Los números de oxidación no son cargas de la molécula. Por ejemplo, HClO₄ es neutro aunque Cl sea +VII. En los oxoaniones se distinguen sulfato SO₄²⁻, hidrogenocarbonato HCO₃⁻ y fosfato PO₄³⁻; no se denominan radicales libres.
1 carbono. El carbono del grupo –COOH también se cuenta.
Etanoico o acético
CH₃COOH
2 carbonos. Cede el H de –COOH, no los tres del grupo CH₃.
Propanoico o propiónico
CH₃CH₂COOH
3 carbonos; un grupo carboxilo.
Butanoico o butírico
CH₃(CH₂)₂COOH
4 carbonos: 1 + 2 + 1.
Pentanoico o valérico
CH₃(CH₂)₃COOH
5 carbonos; fórmula molecular C₅H₁₀O₂.
Hexanoico o caproico
CH₃(CH₂)₄COOH
6 carbonos; fórmula molecular C₆H₁₂O₂.
Heptanoico
CH₃(CH₂)₅COOH
7 carbonos; fórmula molecular C₇H₁₄O₂.
Octanoico o caprílico
CH₃(CH₂)₆COOH
8 carbonos; fórmula molecular C₈H₁₆O₂.
Nonanoico
CH₃(CH₂)₇COOH
9 carbonos; fórmula molecular C₉H₁₈O₂.
Decanoico o cáprico
CH₃(CH₂)₈COOH
10 carbonos. Cáprico, caprílico y caproico son ácidos diferentes.
La serie lineal saturada tiene fórmula molecular CₙH₂ₙO₂. Todos estos ejemplos poseen un grupo carboxilo; alargar la cadena no añade grupos ácidos. «Orgánico» y «carboxílico» no son sinónimos: existen otras familias de ácidos orgánicos.
Un ácido de Brønsted–Lowry puede donar un protón, H⁺, a una base. En agua, esa transferencia puede producir H₃O⁺, ion hidronio. El concepto de Lewis es más amplio: un ácido acepta un par de electrones para formar un enlace.
En una disolución acuosa ácida, la actividad del hidronio supera a la del hidróxido. A 25 °C, el punto neutro está aproximadamente en pH 7; a otras temperaturas puede cambiar. El pH es una propiedad de la disolución y depende también de concentración, temperatura y medio.
Nueve casos explicados muestran cómo reconocer el ácido, escribir la reacción e interpretar sus límites. (aq) significa disuelto en agua, (l) líquido y (s) sólido. ⇌ indica equilibrio.
EJEMPLO 1
HCl: un ácido fuerte en agua
HCl · ácido clorhídrico
Al disolverse, transfiere un protón al agua y forma hidronio y cloruro. En una disolución acuosa diluida, la ionización es prácticamente completa.
HCl(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + Cl⁻(aq)
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)
Con NaOH, la proporción de neutralización es 1 mol de HCl por 1 mol de NaOH. No significa masas iguales ni volúmenes iguales si las concentraciones son distintas.
En agua establece un equilibrio de ionización. Es un ácido débil aunque sea inorgánico y no tenga oxígeno: ninguna de esas dos características lo convierte en fuerte.
HF(aq) + H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + F⁻(aq)
HF puede causar lesiones muy graves. La palabra «débil» describe un equilibrio químico, no una garantía de seguridad.
La primera cesión de H⁺ al agua es prácticamente completa en disolución diluida. El hidrogenosulfato resultante todavía puede ceder otro protón, pero esa segunda etapa se representa como equilibrio.
H₂SO₄(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + HSO₄⁻(aq)
HSO₄⁻(aq) + H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + SO₄²⁻(aq)
No se deben asignar dos protones totalmente disociados por cada molécula en cualquier concentración. Para neutralización completa con una base fuerte sí se cuentan dos equivalentes por mol.
Ácido fosforoso: tres H, solo dos protones ácidos habituales
H₃PO₃ · H–P(=O)(OH)₂
Su estructura contiene dos enlaces O–H y un enlace P–H. En la ionización ácido-base acuosa habitual se ceden los dos hidrógenos de los grupos O–H: por eso es diprótico.
H₃PO₃(aq) + H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + H₂PO₃⁻(aq)
H₂PO₃⁻(aq) + H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + HPO₃²⁻(aq)
En cambio, H₃PO₄ tiene tres grupos O–H y es triprótico. Para contar protones ionizables hay que atender a la estructura, no solo al subíndice del hidrógeno.
El grupo –COOH pierde un protón y forma el ion acetato, CH₃COO⁻. Los hidrógenos enlazados al carbono no se cuentan como los protones ácidos de esta ionización.
CH₃COOH(aq) + H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + CH₃COO⁻(aq)
El vinagre es una mezcla acuosa que contiene ácido acético; no es ácido acético puro. El grupo carboxilo explica la familia, pero no todos los ácidos orgánicos son carboxílicos.
Un mol de Ca(OH)₂ aporta dos equivalentes de OH⁻, suficientes para neutralizar los dos protones del ácido sulfúrico. El balance conserva Ca, S, O y H.
H₂SO₄(aq) + Ca(OH)₂(aq) → CaSO₄(s) + 2 H₂O(l) — cuando se forma precipitado.
El sulfato de calcio es poco soluble: se representa sólido cuando las concentraciones permiten precipitación. La ecuación no es un procedimiento para tratar un derrame.
Su neutralización con NaOH produce estearato de sodio y agua. El ácido tiene 18 carbonos: uno del CH₃, dieciséis de CH₂ y uno de COOH.
CH₃(CH₂)₁₆COOH + NaOH → CH₃(CH₂)₁₆COONa + H₂O — balance de neutralización, sin fases especificadas.
Este balance global no fija disolvente ni condiciones de preparación. Neutralizar un ácido graso libre se distingue de la saponificación de un éster: en una grasa, esa hidrólisis también libera glicerol.
El boro de BF₃ puede aceptar el par libre del nitrógeno de NH₃ para formar un aducto. NH₃ actúa como base de Lewis.
BF₃ + NH₃ → F₃BNH₃ — formación de un aducto, esquema sin disolvente.
La escritura H₃N→BF₃ muestra de dónde procede el par que forma el enlace N–B. No es una transferencia de un electrón aislado ni exige que BF₃ contenga hidrógeno. Es un esquema molecular, no una disolución acuosa.
Fuerte o débil describe la ionización en un medio. No describe su rapidez, su concentración ni su peligrosidad. HCl, HBr, HI, HNO₃ y HClO₄ son ejemplos fuertes en agua; HF, HCN y CH₃COOH son débiles. H₂SO₄ requiere distinguir sus dos etapas.
Concentrado o diluido describe cuánto soluto hay en una cantidad de disolución. En la misma concentración y bajo condiciones comparables, un ácido monoprótico más fuerte suele producir más hidronio. Entre concentraciones distintas no basta con mirar la etiqueta «fuerte».
Un ácido débil puede tener menor pH que uno fuerte más diluido
A 25 °C y usando concentraciones como aproximación a actividades:
Dona H⁺ a otra especie; no exige agua como disolvente.
NH₄⁺ dona H⁺ y se convierte en NH₃.
Lewis
Acepta un par de electrones para formar un enlace.
BF₃ acepta el par libre de NH₃.
Donar H⁺ no es donar cualquier carga positiva; aceptar un par electrónico no equivale a ganar electrones en una reacción redox. Hay que indicar qué modelo explica cada caso.
Análisis químico: una disolución ácida estandarizada permite determinar la cantidad de una base mediante una valoración. Su concentración se conoce con una incertidumbre, no con exactitud ilimitada.
Limpieza técnica: productos con HCl pueden retirar depósitos minerales cuando son compatibles con el material. «Muriático» es un nombre comercial del ácido clorhídrico; su concentración depende del producto. No es un desinfectante universal ni necesita estar «bien caliente» para cumplir cualquier tarea de limpieza.
Control de pH: la neutralización se calcula con moles y equivalentes, no con «la misma cantidad» de dos productos. Una ecuación de neutralización no determina cómo intervenir ante un derrame.
Compuestos biológicos: el ácido pantoténico corresponde a la vitamina B5 y el ascórbico a la vitamina C. El ácido para-aminobenzoico, PABA (C₇H₇NO₂), y el glutámico (C₅H₉NO₄) son sustancias diferentes; sus nombres no son intercambiables.
Jabones: el estearato de sodio es una sal de un ácido graso. La reacción del caso 7 permite distinguir neutralización de un ácido libre e hidrólisis de un éster.
El riesgo depende del ácido, su concentración y la exposición. No todos los ácidos ni todas sus disoluciones tienen la misma corrosividad; tampoco «débil» equivale a seguro.
La dilución de ácidos concentrados puede liberar mucho calor y provocar ebullición local o salpicaduras. En los procedimientos que contemplan dilución acuosa, la regla general es incorporar el ácido al agua según el protocolo, nunca agua sobre ácido concentrado; el orden por sí solo no garantiza seguridad. No existe una temperatura final «solo un poco» superior que pueda prometerse sin conocer cantidades y condiciones.
La ficha de seguridad determina materiales compatibles, ventilación y protección. Las prendas se eligen por su resistencia comprobada al reactivo, no por llamarse «antiácido». No se mezclan limpiadores ácidos con lejía o cloro doméstico: pueden liberar cloro gaseoso.
Los reactivos se identifican por su etiqueta y su ficha de seguridad. El color del vidrio no permite identificar el contenido ni garantiza compatibilidad con todos los ácidos.La ropa de protección se selecciona según la sustancia, la concentración y la tarea. Su color o apariencia no acredita resistencia química.
Errores frecuentes
Fuerte significa rápido. La fuerza ácida se refiere al equilibrio de ionización, no a la velocidad.
Débil significa casi neutro o seguro. El pH depende también de concentración; HF ilustra que un ácido débil puede ser muy peligroso.
Todos los ácidos orgánicos son carboxílicos. El grupo –COOH caracteriza una familia, no todos los ácidos orgánicos.
PO₄ tiene carga +3. El fosfato es PO₄³⁻.
Los tres H de H₃PO₃ se ionizan por igual. Tiene dos enlaces O–H y un P–H; es diprótico.
Todo ácido tiene pH menor que 7. El pH corresponde a una disolución; la referencia neutra 7 es aproximada y depende de la temperatura.
Un ácido de Lewis recibe electrones sueltos. Acepta un par electrónico para formar un enlace.
Neutralizar exige masas o volúmenes iguales. La proporción depende de la ecuación y de las concentraciones.
Ocho ejercicios para practicar
1. ¿HF es fuerte por ser un hidrácido?
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No. En agua es débil; «hidrácido» clasifica composición y «débil» describe ionización.
2. ¿Qué carga tiene el ion fosfato PO₄?
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PO₄³⁻. Con P(+V) y cuatro O(−II), la carga total es +5 − 8 = −3.
3. ¿H₃PO₃ y H₃PO₄ ceden tres protones cada uno?
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No. H₃PO₃ es diprótico y H₃PO₄ triprótico; la diferencia está en sus enlaces O–H y P–H.
4. ¿Cuántos carbonos hay en CH₃(CH₂)₈COOH?
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10: uno del CH₃, ocho de los CH₂ y uno del COOH. Es ácido decanoico o cáprico.
5. ¿Qué volumen de NaOH 0,100 mol/L neutraliza 25,0 mL de HCl 0,200 mol/L?
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n(HCl) = 0,0250 L × 0,200 mol/L = 0,00500 mol. Por la relación 1:1, V(NaOH) = 0,00500 / 0,100 = 0,0500 L = 50,0 mL.
6. A 25 °C, estima el pH de HCl 1,0 × 10⁻³ mol/L con el modelo ideal diluido.
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[H₃O⁺] ≈ 1,0 × 10⁻³ mol/L; pH ≈ 3,00. Aquí la contribución del agua es despreciable.
7. Para CH₃COOH 0,100 mol/L y Kₐ = 1,8 × 10⁻⁵, estima el pH a 25 °C (modelo ideal).
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Si x = [H₃O⁺], Kₐ = x²/(0,100 − x). La raíz positiva da x ≈ 1,33 × 10⁻³ mol/L y pH ≈ 2,88. La fracción ionizada es aproximadamente 1,33 %.
8. En BF₃ + NH₃, ¿cuál es el ácido de Lewis y qué acepta?
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BF₃ acepta un par de electrones del nitrógeno de NH₃; no acepta un protón. NH₃ es la base de Lewis.
