Definição e exemplos de ácidos fortes

Um forte ácido é aquele que é completamente dissociado ou ionizado em um solução aquosa. É uma espécie química com alta capacidade de perder um próton, H⁺. Na água, um ácido forte perde um próton, que é capturado pela água para formar o íon hidrônio:

HA (aq) + H₂O → H₃O⁺(aq) + A⁻aq)

Os ácidos diprótico e poliprótico podem perder mais de um próton, mas o valor e a reação do pKa "ácido forte" se referem apenas à perda do primeiro próton.

Ácidos fortes têm uma pequena constante logarítmica (pKa) e uma grande constante de dissociação ácida (Ka).

Os ácidos mais fortes são corrosivos, mas alguns dos superácidos não são. Por outro lado, alguns dos ácidos fracos (por exemplo, ácido fluorídrico) pode ser altamente corrosivo.

À medida que a concentração de ácido aumenta, a capacidade de dissociar diminui. Sob condições normais na água, ácidos fortes se dissociam completamente, mas soluções extremamente concentradas não.

Embora existam muitos ácidos fracos, existem poucos ácidos fortes. o ácidos fortes comuns incluir:

• HCl (ácido clorídrico)
• H₂ASSIM₄ (ácido sulfúrico)
• HNO₃ (ácido nítrico)
• HBr (ácido bromídrico)
• HClO₄ (ácido perclórico)
• HI (ácido iodídrico)
• ácido p-toluenossulfônico (um ácido forte solúvel orgânico)
• ácido metanossulfônico (um ácido orgânico forte e líquido)

Os seguintes ácidos se dissociam quase completamente na água; portanto, são frequentemente considerados ácidos fortes, embora não sejam mais ácidos que o íon hidrônio, H₃O⁺:

• HNO₃ (ácido nítrico)
• HClO₃ (ácido clórico)

Alguns químicos consideram o íon hidrônio, o ácido bromídico, o ácido periódico, o ácido perromídico e o ácido periódico como ácidos fortes.

Se a capacidade de doar prótons for usada como critério principal para a força ácida, os ácidos fortes (do mais forte ao mais fraco) seriam:

• H [SbF₆] (ácido fluoroantimônico)
• FSO₃HSbF₅ (ácido mágico)
• H (CHB₁₁Cl₁₁) (superácido carborano)
• FSO₃H (ácido fluorossulfúrico)
• CF₃ASSIM₃H (ácido tríflico)

Estes são os "superácidos", que são definidos como ácidos mais ácidos que o ácido sulfúrico a 100%. Os superácidos protonam permanentemente a água.

Você pode estar se perguntando por que os ácidos fortes se dissociam tão bem ou por que certos ácidos fracos não se ionizam completamente. Alguns fatores entram em jogo:

• Raio atômico: À medida que o raio atômico aumenta, a acidez também aumenta. Por exemplo, o HI é um ácido mais forte que o HCl (o iodo é um átomo maior que o cloro).
• Eletro-negatividade: Quanto mais eletronegativa é uma base conjugada no mesmo período da tabela periódica (A^-), mais ácido é.
• Carga elétrica: quanto mais positiva a carga em um átomo, maior sua acidez. Em outras palavras, é mais fácil pegar um próton de uma espécie neutra do que de uma com carga negativa.
• Equilíbrio: Quando um ácido se dissocia, o equilíbrio é alcançado com sua base conjugada. No caso de ácidos fortes, o equilíbrio favorece fortemente o produto ou está à direita de uma equação química. A base conjugada de um ácido forte é muito mais fraca que a água como base.
• Solvente: Na maioria das aplicações, ácidos fortes são discutidos em relação à água como solvente. No entanto, acidez e basicidade têm significado no solvente não aquoso. Por exemplo, na amônia líquida, o ácido acético ioniza completamente e pode ser considerado um ácido forte, mesmo que seja um ácido fraco na água.