Oxoàcid

Un oxoàcid és un compost químic que conté oxigen, almenys un altre element i almenys un hidrogen lligat a l'oxigen, ${\displaystyle {\ce {H-O-X}}}$, i que produeix una base conjugada per la pèrdua d'ions d'hidrogen (hidrons) positius, ${\displaystyle {\ce {H+}}}$. Son exemples d'oxoàcids inorgànics l'àcid nítric ${\displaystyle {\ce {HNO3}}}$, l'àcid sulfúric ${\displaystyle {\ce {H2SO4}}}$ i l'àcid fosfòric ${\displaystyle {\ce {H3PO4}}}$.^[1][2] Qualsevol àcid carboxílic ${\displaystyle {\ce {RCOOH}}}$ és un exemple d'oxoàcid orgànic.^[3]

Els oxoàcids inorgànics presenten enllaços del tipus hidrogen-oxigen-heteroàtom amb una fórmula general ${\displaystyle {\ce {H_{m}XO_{n}}}}$. Si ${\displaystyle {\ce {X}}}$ és un no-metall o un metal·loide, aquestes espècies acostumen a ser àcids de Brønsted. Amb molt poques excepcions, principalment els oxoàcids de fòsfor, l'hidrogen està enllaçat exclusivament amb l'oxigen i no amb l'heteroàtom.

La força àcida dels oxoàcids depèn de diversos factors. Si té més d'un hidrogen ionitzable, les constants d'acidesa segueixen l'ordre K_a1 > K_a2 > K_a3. Com a regla general, les successives constants d'acidesa estan separades per uns cinc ordres de magnitud, per exemple per a l'àcid fosfòric ${\displaystyle {\ce {H3PO4}}}$: pK_a1 = 2,1, pK_a2 = 7,2 i pK_a3 = 12,4. Les reaccions són:

$${\displaystyle {\ce {H3PO4 + H2O <=>[K_{a1}] H2PO4- + H3O+}}}$$

$${\displaystyle {\ce {H2PO4- + H2O <=>[K_{a2}] HPO4^2- + H3O+}}}$$

$${\displaystyle {\ce {HPO4^2- + H2O <=>[K_{a3}] PO4^3- + H3O+}}}$$

Per altra banda l'acidesa és més gran com més electronegatiu és l'heteroàtom. Per exemple el valor de K_a augmenta segons la sèrie ${\displaystyle {\ce {H3PO4 < H2SO4 < HClO4}}}$ ja que les electronegativitats d'aquest heteroàtoms d'un mateix període de la taula periòdica varien igual: 2,1 < 2,5 < 3,0. També l'acidesa augmenta en la sèrie d'oxoàcids d'elements del mateix grup de la taula periòdica, com ara els halògens. Així hom troba la l'ordre ${\displaystyle {\ce {HIO3 < HBrO3 < HClO3}}}$ perquè les electronegativitats augmenten: 2,5 < 2,8 < 3,0. A més, l'acidesa s'incrementa per l'addició de grups atraients d'electrons, com ${\displaystyle {\ce {-F}}}$ o ${\displaystyle {\ce {-CF3}}}$, sobre l'heteroàtom, per exemple ${\displaystyle {\ce {H2SO4 < HSO3F}}}$. Finalment l'acidesa augmenta en augmentar el nombre d'àtoms d'oxigen que conté l'oxoàcid. Per exemple, per als oxoàcids del clor, K_a augmenta en el sentit ${\displaystyle {\ce {HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4}}}$. De nou aquí la diferència entre les successives constants d'acidesa és d'aproximadament cinc ordres de magnitud.^[3]

Us industrial

Els oxoàcids més importants des del punt de vista industrial són l'àcid sulfúric i l'àcid nítric. L'àcid sulfúric és un dels productes químics industrials de major volum produïts al món. La producció de fertilitzants, especialment els fertilitzants a partir d'àcid fosfòric de procés humit, és el principal mercat d'ús final de l'àcid sulfúric, que representa més del 60% del consum mundial total el 2017. La Xina és el principal mercat, que representà més del 37% del consum el 2017, seguit d'Amèrica del Nord amb prop d'un 16%.^[4] Se'n produeixen aproximadament 165 milions de tones anuals a tot el món.^[5] El mercat més gran d'àcid nítric és la producció de nitrat d'amoni ${\displaystyle {\ce {NH4NO3}}}$ i nitrat d'amoni i calci ${\displaystyle {\ce {CaNH4(NO3)3}}}$, que representà gairebé el 77% del consum mundial d'àcid nítric el 2016. L'ús final principal del nitrat d'amoni per a fertilitzants està en davallada degut a les preocupacions sobre la contaminació per nitrats i problemes de seguretat, ja que pot emprar-se com explosiu.^[6] La producció el 2016 fou de 62,2 milions de tones.^[7]

Referències