Los ácidos son generalmente corrosivos. En soluciones acuosas, los ácidos débiles existen en un equilibrio de ionización que se describe a continuación:
[HA], [H+] y [A-] representan las concentraciones molares de HA, H+ y A-, respectivamente, mientras que *K* es la constante de equilibrio de ionización para el ácido débil HA. Por ejemplo, a 298 K, la constante de ionización del ácido acético es 1,8 × 10⁻⁵ y la del ácido fluorhídrico es 7,2 × 10⁻⁴. La constante de equilibrio de ionización varía sólo ligeramente con los cambios en la concentración del electrolito débil y la temperatura.
A una temperatura dada, el grado de ionización de un ácido débil aumenta a medida que la solución se vuelve más diluida; por ejemplo, los grados de ionización del ácido acético en concentraciones de 0,10 M, 1,0 × 10⁻³ M y 1,0 × 10⁻⁴ M son 1,34 %, 13,4 % y 42 %, respectivamente, alcanzando una ionización completa en condiciones de dilución infinita.
La ionización de ácidos polipróticos débiles se produce de forma gradual. Por ejemplo, el ácido fosfórico se ioniza en tres pasos, cada uno asociado con una constante de equilibrio de ionización correspondiente:
El agua sirve como un excelente disolvente para compuestos inorgánicos; Los iones son fuertemente atraídos por las moléculas de agua y, por lo tanto, se estabilizan. El ion H+ en un ácido es esencialmente un protón "desnudo"-que posee un diámetro de apenas 10⁻³ picómetros-que se une fuertemente a las moléculas de agua para formar el ion hidronio, H₃O+. Por ejemplo, el ácido perclórico hidratado cristalino (HClO₄·H₂O) está, en realidad, compuesto de H₃O+ y iones ClO₄⁻; en solución acuosa, el ion H₃O+ se asocia además con tres moléculas de agua adicionales. Convencionalmente, el símbolo H+ se utiliza para representar el ion hidrógeno en soluciones acuosas. Propiedades generales de los ácidos:
(1) Reacciones con indicadores ácido-base:
La solución de tornasol violeta se vuelve roja en presencia de un ácido; Una solución incolora de fenolftaleína permanece incolora en presencia de un ácido.
(2) Reacciones de desplazamiento con metales activos (metales que son más reactivos que el hidrógeno en la serie de actividad metálica):
Ácido + Metal → Sal + Gas Hidrógeno
Ejemplo: 2HCl + Fe → FeCl₂ + H₂ ↑
(3) Reacciones con óxidos básicos:
Ácido + Óxido Básico → Sal + Agua
3H₂SO₄ + Fe₂O₃ → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O
(4) Reacciones con determinadas sales:
Ácido + Sal → Nuevo Ácido + Nueva Sal
H₂SO₄ + BaCl₂ → 2HCl + BaSO₄↓
(5) Reacciones de neutralización con bases:
Ácido + Base → Sal + Agua
2HCl + Ba(OH)₂ → BaCl₂ + 2H₂O
En reacciones como las descritas en (3), (4) y (5) anteriores, dos compuestos intercambian sus partes constituyentes para formar dos nuevos compuestos; este tipo de reacción se conoce como reacción de doble desplazamiento.
Las reacciones de doble desplazamiento están sujetas a requisitos específicos: los reactivos deben ser solubles en agua (si se trata de un ácido, es suficiente que sólo el ácido sea soluble en agua) y los productos formados deben incluir un gas, un precipitado o agua (la presencia de cualquiera de estos es suficiente).
Nota: Si se forma ácido carbónico (H₂CO₃), se debe escribir como H₂O + CO₂ ↑.
Por ejemplo: Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂ ↑ (Aquí se produce un gas-y también se produce agua).
BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl (aquí, BaSO₄ es un precipitado que es insoluble en agua).
El NaCl puede reaccionar con el ácido sulfúrico porque el HCl producido se escapa en forma de gas, impulsando así la reacción continuamente hacia adelante; Esta reacción se puede utilizar en el laboratorio para preparar gas HCl.
