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Ácidos de Lewis[editar]
Artículo principal: Ácidos y bases de Lewis
Un tercer concepto fue propuesto por el físicoquímico Gilbert N. Lewis en 1923, el cual incluye reacciones con características ácido-base que no involucran una transferencia de protón. Un ácido de Lewis es una especie que acepta un par de electrones de otra especie; en otras palabras, es un aceptor de par de electrones. Lasreacciones ácido-base de Brønsted son reacciones de transferencia de protones, mientras que las reacciones ácido-base de Lewis son transferencias de pares de electrones. Todos los ácidos de Brønsted son también ácidos de Lewis, pero no todos los ácidos de Lewis son ácidos de Brønsted. Las siguientes reacciones podrían ser descritas en términos de química ácido-base.
que, cuando se disuelve en agua,produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto (denominado base). Algunos ejemplos comunes son el ácido acético (en elvinagre), el ácido clorhídrico (en el Salfumant y los jugos gástricos), el ácido acetilsalicílico (en la aspirina), o el ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil). Los sistemas ácido/base se diferencian de las reacciones redox en que, en estas últimas hay un cambio en el estado de oxidación. Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la temperatura y tambiénpueden existir como sustancias puras o en solución.

A las sustancias químicas que tienen la propiedad de un ácido se les denomina ácidas.

Índice [ocultar]
1 Definiciones y conceptos
1.1 Propiedades de los ácidos
1.2 Ácidos de Arrhenius
1.3 Ácidos de Brønsted-Lowry
1.4 Ácidos de Lewis
2 Disociación y equilibrio
3 Nomenclatura
4 Fuerza de los ácidos
4.1 Polaridad y el efecto inductivo4.2 Radio atómico y fuerza del enlace
5 Características químicas
5.1 Ácidos monopróticos
5.2 Ácidos polipróticos
5.3 Neutralización
5.4 Equilibrio ácido débil/base débil
5.5 Dureza de ácidos
6 Aplicaciones de los ácidos
7 Abundancia biológica
8 Ácidos comunes
8.1 Ácidos minerales o inorgánicos
8.2 Ácidos sulfónicos
8.3 Ácidos carboxílicos
8.4 Ácidos carboxílicos vinílogos
9 Véasetambién
10 Referencias
11 Bibliografía
12 Enlaces externos
Definiciones y conceptos[editar]
Artículo principal: Reacción ácido-base
Propiedades de los ácidos[editar]
Tienen sabor agrio como en el caso del ácido cítrico en la naranja y el limón.
Cambian el color del papel tornasol azul a rosa, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.
Son corrosivos.Producen quemaduras de la piel.
Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.
Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.
Reaccionan con bases para formar una sal más agua.
Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal más agua.
Ácidos de Arrhenius[editar]
El químico sueco Svante Arrhenius fue el primero en atribuir las propiedades de acidez alhidrógeno en 1884. Un ácido de Arrhenius es una sustancia que aumenta la concentración de catión hidronio, H3O+, cuando se disuelve en agua. Esta definición parte del equilibrio de disociación del agua en hidronio e hidróxido:

H2O(l) + H2O (l) está en equilibrio con H3O+(ac) + OH-(ac)
En agua pura, la mayoría de moléculas existen como H2O, pero un número pequeño de moléculas están constantementedisociándose y reasociándose. El agua pura es neutra con respecto a la acidez o basicidad, debido a que la concentración de iones hidróxido es siempre igual a la concentración de iones hidronio. Una base de Arrhenius es una molécula que aumenta la concentración del ion hidróxido cuando está disuelta en agua. En química se escribe con frecuencia H+(ac) significando ion hidrógeno o protón al describir...