Definizione ed esempi di acidi forti

Un acido forte è completamente dissociato o ionizzato in una soluzione acquosa. È una specie chimica con un'alta capacità di perdere un protone, H⁺. In acqua, un acido forte perde un protone, che viene catturato dall'acqua per formare lo ione idronio:

HA (aq) + H₂O → H₃O⁺(aq) + A^-(Aq)

Gli acidi diprotici e poliprotici possono perdere più di un protone, ma il valore pKa "acido forte" e la reazione si riferiscono solo alla perdita del primo protone.

Gli acidi forti hanno una piccola costante logaritmica (pKa) e una grande costante di dissociazione acida (Ka).

La maggior parte degli acidi forti sono corrosivi, ma alcuni dei superacidi non lo sono. Al contrario, alcuni degli acidi deboli (ad esempio acido fluoridrico) possono essere altamente corrosivi.

All'aumentare della concentrazione di acido, diminuisce la capacità di dissociarsi. In condizioni normali in acqua, gli acidi forti si dissociano completamente, ma le soluzioni estremamente concentrate no.

Esempi di acidi forti

Mentre ci sono molti acidi deboli, ci sono pochi acidi forti. Gli acidi forti comuni includono:

• HCl (acido cloridrico)
• H₂COSÌ₄ (acido solforico)
• HNO₃ (acido nitrico)
• HBr (acido idrobromico)
• HClO₄ (acido perclorico)
• HI (acido idriodico)
• acido p-toluensolfonico (un acido forte solubile organico)
• acido metansolfonico (un acido forte organico organico)

I seguenti acidi si dissociano quasi completamente in acqua, quindi sono spesso considerati acidi forti, sebbene non siano più acidi dello ione idronio, H₃O⁺:

• HNO₃ (acido nitrico)
• HClO₃ (acido clorico)

Alcuni chimici considerano lo ione idronio, l'acido bromico, l'acido periodico, l'acido perbromico e l'acido periodico come acidi forti.

Se la capacità di donare protoni viene utilizzata come criterio primario per la resistenza agli acidi, gli acidi forti (dal più forte al più debole) sarebbero:

• H [SbF₆] (Acido fluoroantimonico)
• UST₃HSbF₅ (acido magico)
• H (CHB₁₁Cl₁₁) (Carborane superacido)
• UST₃H (acido fluorosolfurico)
• CF₃COSÌ₃H (acido triflico)

Questi sono i "superacidi", che sono definiti come acidi che sono più acidi dell'acido solforico al 100%. I superacidi protonano permanentemente l'acqua.

Fattori che determinano la forza acida

Forse ti starai chiedendo perché gli acidi forti si dissociano così bene o perché alcuni acidi deboli non si ionizzano completamente. Alcuni fattori entrano in gioco:

• Raggio atomico: all'aumentare del raggio atomico, aumenta anche l'acidità. Ad esempio, HI è un acido più forte di HCl (lo iodio è un atomo più grande del cloro).
• Elettronegatività: più elettronegativa è una base coniugata nello stesso periodo della tavola periodica è (A^-), più acido è.
• Carica elettrica: più positiva è la carica su un atomo, maggiore è la sua acidità. In altre parole, è più facile prendere un protone da una specie neutra che da una con una carica negativa.
• Equilibrio: quando un acido si dissocia, l'equilibrio viene raggiunto con la sua base coniugata. Nel caso di acidi forti, l'equilibrio favorisce fortemente il prodotto o è alla destra di un'equazione chimica. La base coniugata di un acido forte è molto più debole dell'acqua come base.
• Solvente: nella maggior parte delle applicazioni, vengono discussi acidi forti in relazione all'acqua come solvente. Tuttavia, acidità e basicità hanno significato nel solvente non acquoso. Ad esempio, nell'ammoniaca liquida, l'acido acetico si ionizza completamente e può essere considerato un acido forte, anche se è un acido debole nell'acqua.