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Definición ácida fuerte y ejemplos

Definición ácida fuerte y ejemplos

Un ácido fuerte es uno que está completamente disociado o ionizado en una solución acuosa. Es una especie química con una alta capacidad para perder un protón, H+. En el agua, un ácido fuerte pierde un protón, que es capturado por el agua para formar el ion hidronio:

HA (aq) + H2O → H3O+(aq) + A(aq)

Los ácidos dipróticos y polipróticos pueden perder más de un protón, pero el valor de pKa de "ácido fuerte" y la reacción se refieren solo a la pérdida del primer protón.

Los ácidos fuertes tienen una pequeña constante logarítmica (pKa) y una gran constante de disociación ácida (Ka).

La mayoría de los ácidos fuertes son corrosivos, pero algunos de los superácidos no son corrosivos. Por el contrario, algunos de los ácidos débiles (p. Ej., Ácido fluorhídrico) pueden ser altamente corrosivos.

A medida que aumenta la concentración de ácido, disminuye la capacidad de disociarse. En condiciones normales en agua, los ácidos fuertes se disocian por completo, pero las soluciones extremadamente concentradas no lo hacen.

Ejemplos de ácidos fuertes

Si bien hay muchos ácidos débiles, hay pocos ácidos fuertes. Los ácidos fuertes comunes incluyen:

  • HCl (ácido clorhídrico)
  • H2ASI QUE4 (ácido sulfúrico)
  • HNO3 (Ácido nítrico)
  • HBr (ácido bromhídrico)
  • HClO4 (ácido perclórico)
  • HI (ácido hidroyódico)
  • ácido p-toluenosulfónico (un ácido fuerte orgánico soluble)
  • ácido metanosulfónico (un ácido líquido orgánico fuerte)

Los siguientes ácidos se disocian casi por completo en el agua, por lo que a menudo se consideran ácidos fuertes, aunque no son más ácidos que el ion hidronio, H3O+:

  • HNO(Ácido nítrico)
  • HClO(ácido clorhídrico)

Algunos químicos consideran que el ion hidronio, el ácido bromo, el ácido periódico, el ácido perbromico y el ácido periódico son ácidos fuertes.

Si la capacidad de donar protones se usa como criterio principal para la concentración de ácido, entonces los ácidos fuertes (del más fuerte al más débil) serían:

  • HSbF6 (ácido fluoroantimónico)
  • FSO3HSbF(ácido mágico)
  • H (CHB11Cl11) (superácido carborano)
  • FSO3H (ácido fluorosulfúrico)
  • CF3ASI QUE3H (ácido tríflico)

Estos son los "superácidos", que se definen como ácidos que son más ácidos que el ácido sulfúrico al 100%. Los superácidos protonan permanentemente el agua.

Factores que determinan la fuerza del ácido

Quizás se pregunte por qué los ácidos fuertes se disocian tan bien, o por qué ciertos ácidos débiles no se ionizan por completo. Algunos factores entran en juego:

  • Radio atómico: a medida que aumenta el radio atómico, también lo hace la acidez. Por ejemplo, el HI es un ácido más fuerte que el HCl (el yodo es un átomo más grande que el cloro).
  • Electronegatividad: cuanto más electronegativa es una base conjugada en el mismo período de la tabla periódica (A-), cuanto más ácido es.
  • Carga eléctrica: cuanto más positiva es la carga en un átomo, mayor es su acidez. En otras palabras, es más fácil tomar un protón de una especie neutral que de una con carga negativa.
  • Equilibrio: cuando un ácido se disocia, se alcanza el equilibrio con su base conjugada. En el caso de ácidos fuertes, el equilibrio favorece fuertemente el producto o está a la derecha de una ecuación química. La base conjugada de un ácido fuerte es mucho más débil que el agua como base.
  • Disolvente: en la mayoría de las aplicaciones, los ácidos fuertes se discuten en relación con el agua como disolvente. Sin embargo, acidez y basicidad tienen significado en solventes no acuosos. Por ejemplo, en el amoníaco líquido, el ácido acético se ioniza por completo y puede considerarse un ácido fuerte, aunque es un ácido débil en el agua.