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 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, H3O+, cuando s'esllee n'agua. Esta definición parte del equilibriu de disociación de l'agua en hidroniu y hidróxidu:
H2O(l) + H2O (l) H3O+(ac) + OH-(ac)
N'agua puro, la mayoría de molécules esisten como H2O, 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 de Arrhenius ye una molécula qu'aumenta la concentración del ion hidróxidu cuando ta eslleida n'agua. En química escribir con frecuencia H+(ac) significando 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 hidroniu, H3O+ 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.
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 (CH3COOH), el ácidu orgánico que-y da al vinagre el so sabor carauterístico:
Dambes teoríes describen fácilmente la primer reacción: el CH3COOH actúa como un ácidu de Arrhenius porque actúa como fonte d'H3O+ cuando ta eslleíu n'agua, y actúa como un ácidu de Brønsted al donar un protón a l'agua. Nel segundu exemplu, el CH3COOH sufre'l mesmu tresformamientu, donando un protón al amoniacu (NH3), 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 compuestos moleculares, ente que los ácidos de Arrhenius tienen de ser compuestos iónicos. El cloruru d'hidróxenu (HCl) y amoniacu combinar so delles condiciones distintes pa formar cloruru de amoniu, NH4Cl. En solución aguacienta, el HCl pórtase como ácidu clorhídricu y esiste como cationes hidroniu y aniones cloruru. Les siguientes reacciones ilustren les llimitaciones de la definición de Arrhenius:
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 NH3 combinar pa formar el sólidu.
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 acedos de Brønsted son tamién 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.
Na primer reacción, un anión fluoruru, F-, dexa un par electrónicu al trifluoruru de boro pa formar el productu tetrafluoroborato. El fluoruru "pierde" un par d'electrones de valencia por cuenta de que los electrones compartíos nel enllaz B-F tán allugaos na rexón d'espaciu ente los dos nucleos atómicos y, arriendes d'ello, tán más distantes del nucleu del fluoruru que nel anión fluoruru solitariu. BF3 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 H3O+ 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 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+) d'un ácidu a una base.
Disociación y equilibriu
Les reacciones d'ácidos son xeneralizaes frecuentemente na forma HAI H+ + A-, onde HAI representa l'ácidu, y A- 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+ H+ + A. En solución esiste un equilibriu ente l'ácidu y la so base conxugada. La constante d'equilibriuK ye una espresión de les concentraciones del equilibriu de les molécules o iones en solución. Los corchetes indiquen concentración, asina [H2O] significa la concentración de [H2O]. La constante de disociación acedaKa ye usada xeneralmente nel contestu de les reacciones ácidu-base. El valor numbéricu de Ka 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+.
El más fuerte de los dos acedos va tener Ka 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 Ka estender por dellos órdenes de magnitú, más frecuentemente utilízase una constante más manipulable, pKa, onde pKa = -log10Ka. Los ácidos más fuertes tienen pKa menor que los ácidos débiles. Los valores de pKa. determinaos esperimentalmente a 25 °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 aniones. El sufixu iónicu ye esaniciáu y ye reemplazáu con un nuevu sufixu (y dacuando prefixu), acordies cola tabla siguiente.
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 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.
• 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 númberos romanos.
Fórmula Nomenclatura sistemática Nomenclatura sistemática Nomenclatura funcional tradicional
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+ y un mol del so base conxugada, A-, 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'acedos fuertes son el ácidu clorhídricu (HCl), yoduro d'hidróxenu ácidu yodhídricu (HI), ácidu bromhídricu (HBr), ácidu perclóricu (HClO4), ácidu nítricu (HNO3) y ácidu sulfúricu (H2SO4). N'agua, cada unu d'estos se ioniza práuticamente al 100%. Mientres más fuerte seya un ácidu, más fácilmente pierde un protón, H+. Dos factores clave que contribúin a la facilidá de deprotonación son la 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 Ka más altu, y pKa 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 poliestirenofuncionalizado 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'oxoniu ióniques, cristalines. Tamién pueden estabilizar cuantitativamente a los 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, los elementos tienden a faese más electronegativos, y la fuercia del ácidu binario formáu pol elementu aumenta coherentemente en:
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'acedos butanoicushaloxenaos. 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.
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 pKa del ácidu 2-bromobutanoicu ye llixeramente mayor que'l pKa del ácidu 2-clorobutanoicu.
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 (pKa ≈ -8), y se disocia dafechu n'agua. La so fórmula química ye HClO4, 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 (HClO3) ye un ácidu daqué menos fuerte (pKa = -1.0), ente que el ácidu clorosu (HClO2, pKa = +2.0) y el ácidu hipoclorosu (HClO, pKa = +7.53) son acedos débiles.[4]
Los acedos carboxílicos son 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 LiAlH4 (hidruru de litiu y aluminiu o LAH) y éter ye un exemplu de dicha reacción.
El valor de pKa pal etanol ye 16, comparáu con 4,76 pal ácidu acéticu.[3][5]
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 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 sulfuru d'hidróxenu, H2S, 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):
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 H2A) puede sufrir una o dos disociaciones, dependiendo del pH. Cada disociación tien la so propia constante de disociación, Ka1 y Ka2.
H2A(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + HAI−(ac) Ka1
HAI−(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A2−(ac) Ka2
La primer constante de disociación ye mayor que la segunda; esto ye: Ka1 > Ka2. Por casu, el ácidu sulfúricu (H2SO4) puede donar un protón pa formar l'anión bisulfatu (HSO— 4), pa lo que Ka1 ye bien grande; depués puede donar un segundu protón pa formar l'anión sulfatu (SO2— 4), onde Ka2 ye comparativamente pequeñu, indicando una fuercia entemedio. El valor grande de Ka1 pa la primera disociación significa que l'ácidu sulfúricu ye un ácidu fuerte. De manera similar, l'inestable y débil ácidu carbónico (H2CO3) puede perder un protón pa formar l'anión bicarbonatu (HCO— 3) y perder un segundu protón pa formar l'anión carbonatu (CO2- 3). Dambos valores de Ka son pequeños, pero Ka1 > Ka2.
Un ácidu tripróticu (H3A) puede sufrir una, dos, o trés disociaciones, y tien trés constantes de disociación, onde Ka1 > Ka2 > Ka3.
H3A(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + H2A−(ac) Ka1
H2A−(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + HAI2−(ac) Ka2
HAI2−(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A3−(ac) Ka3
Un exemplu inorgánicu d'un ácidu tripróticu ye l'ácidu ortofosfóricu (H3PO4), xeneralmente llamáu a cencielles ácidu fosfóricu. Los trés protones pueden ser perdíos consecutivamente, produciendo H2PO— 4, depués HPO2- 4, y finalmente PO3- 4, el anión ortofosfato, a cencielles llamáu fosfatu. Un exemplu orgánicu d'ácidu tripróticu ye l'ácidu cítricu, que puede perder consecutivamente tres protones pa formar finalmente'l anión citrato. Anque les posiciones de los protones na molécula orixinal pueden ser equivalentes, los valores de Ka difieren yá que ye energéticamente menos favorable perder un protón si la base conxugada ta cargada negativamente.
La neutralización ye la reacción ente un ácidu y una base, produciendo una sal y base neutralizada; por casu, l'ácidu clorhídricu y l'hidróxidu de sodiu formen cloruru de sodiu y agua:
HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(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 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 de sodiu, formáu a partir del fluoruru d'hidróxenu y el hidróxidu de sodiu.
Por que pueda perdese un protón, ye necesariu que'l pH del sistema xuba sobre'l valor de pKa del ácidu protonado. L'amenorgamientu na concentración de H+ 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+ 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 soluciones tampón.
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 Ti4+, Cr3+, Fe3+, Co2+, 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+, Cu+, Pt2+, Hg2+, 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 electrolitos nuna 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.
Los ácidos son usaos como 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 deshidratación y 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.
Munches molécules biolóxicamente importantes son acedos. Los acedos nucleicos, incluyendo al ADN y l'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 proteínes, que tán feches de subunidades d'aminoácidos.
Un aminoácidu tien un carbonu central (el carbonu α o alfa) que ta xuníu covalentemente a un grupu carboxilo (d'ende que son acedos carboxílicos), un grupu 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 quirales y casi invariablemente tán presentes na configuración L. Dalgunos peptidoglucanos, atopaos en delles parés celularesbacterianas 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-) y el grupu amino básicu (-NH2) gana un protón (-NH+ 3). La molécula entera tienen una carga neta neutra, y ye un zwitterión.
Los 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 celular de casi tolos organismos ta fecha principalmente d'una bicapa fosfolipídica, una micela de cadenes hidrofóbiques d'ácidos grasos con grupos fosfatu hidrofílicos.
L'equilibriu ácidu-base xuega un rol críticu na regulación de la respiración de los mamíferos. El gas osíxenu (O2) lleva a cabu la respiración celular, procesu pol cual los animales lliberen la enerxía potencial química almacenada nos alimentos, produciendo dióxidu de carbonu (CO2) 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 carbohidratu almacenaos, lliberando CO2 a la riega sanguínea. En soluciones aguacientes como'l sangre, el CO2 esiste n'equilibriu con ácidu carbónico y l'anión bicarbonatu.
CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3-
Ye l'amenorgamientu nel pH la señal que lleva al celebru a alendar más rápido y fondu, lliberando l'escesu de CO2 y resuministrando a les célules con O2.
Les membranes celulares son xeneralmente impermeables a les molécules polares, cargaes o grandes, por cuenta de les cadenes grases acílicaslipofílicas 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.
![{\displaystyle K_{a}={\frac {[{\mbox{H}}^{+}][{\mbox{A}}^{-}]}{[{\mbox{HAI}}]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b44d2210a0d1e36d88abd17a520886c4f7880ed6)
