Ácido fuerte

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Un ácido fuerte es un ácido que se disocia casi por completo en solución acuosa para ganar electrones (donar protones), de acuerdo con la ecuación:

HA (aq) → H+ (aq) + A- (ac)

Para el ácido sulfúrico, que es un ácido diprótico, la denominación de "ácido fuerte" se refiere sólo a la disociación del primer protón

H2SO4(aq) → H+(aq) + HSO4-(aq)

Más precisamente, el ácido debe ser más fuerte en solución acuosa que el ion hidronio, así ácidos fuertes son ácidos con una pKa < -1,74. Esto generalmente significa que en solución acuosa en condiciones normales de presión y temperatura, la concentración de iones hidronio es igual a la concentración de ácido fuerte introducido en la solución. Aunque por lo general se asume que los ácidos fuertes son los más corrosivos, esto no es siempre cierto . El superácido carborano H (CHB11Cl11), que es un millón de veces más fuerte que ácido sulfúrico[1] [2] no es corrosivo, mientras que el ácido débil ácido fluorhídrico (HF) es extremadamente corrosivo y puede disolver, entre otras cosas, el vidrio y todos los metales excepto el iridio.

En todas las otras reacciones ácido-agua, la disociación no es completa, por lo que estará representada como un equilibrio, no como una reacción completa. La definición típica de ácido débil es un ácido que no se disocia completamente. La diferencia que separa las constantes de disociación ácida en los ácidos fuertes de la de todos los otros ácidos es tan pequeña que se trata de una demarcación razonable.

Debido a la disociación completa de los ácidos fuertes en solución acuosa, la concentración de iones de hidrógeno en el agua es igual a la re-duplicación de la del ácido introducido en la solución:

[HA] = [H+] = [A-]; pH = -log[H+].

Determinación de la fuerza de un ácido[editar]

La comparación de la fuerza de un ácido con la de otros ácidos, puede determinarse sin la utilización de cálculos de pH mediante la observación de las siguientes características:

  1. Electronegatividad: A mayor EN de una base conjugada en el mismo periodo, más acidez.
  2. Radio atómico: Cuando aumenta el radio atómico, la acidez también aumenta. Por ejemplo, el HCl y el HI, son ambos ácidos fuertes, ionizados al 100 % en agua para dar sus respectivos constituyentes iónicos. Sin embargo, el HI es más fuerte que el HCl. Esto es debido a que el radio atómico de un átomo de yodo es mucho mayor que el de un átomo de cloro. Como resultado, la carga negativa sobre el anión I- se dispersa en una nube de electrones más grande y su atracción por el protón H+ no es tan fuerte como la misma atracción en el HCl. Por tanto, el HI es ionizado (desprotonado) más fácilmente.
  3. Carga: Cuanto más positivamente está cargada una especie es más ácida (las moléculas neutras pueden ser despojadas de protones más fácilmente que los aniones, y los cationes son más ácidos que moléculas comparables).

Algunos ácidos fuertes comunes (como se han definido anteriormente)[editar]

(Del más fuerte al más débil)

Ácidos medianamente fuertes[editar]

Estos ácidos no cumplen con el criterio estricto de ser más ácidos que el H3O+, aunque en soluciones muy diluidas se disocian casi completamente, así que a veces se incluyen como "ácidos fuertes".

Ácidos extremadamente fuertes o superácidos[editar]

(Del más fuerte al más débil)

Referencias[editar]

  1. George A. Olah, et. al. Superacid Chemistry, 2nd ed., Wiley, p. 41.
  2. Es decir, la capacidad del superácido carborano para protonar una base dada (B) es un millón de veces mayor que una solución de ácido sulfúrico, de manera que la relación [BH+]/[B] es un millón de veces superior. La acidez relativa de los ácidos fuertes pueden ser evaluados usando la Función de acidez de Hammett.
  3. a b c William L. Jolly "Modern Inorganic Chemistry" (McGraw-Hill, 1984), p.177
  4. a b c d C.E.Housecroft and A.G.Sharpe "Inorganic Chemistry" (Pearson, 2d edn 2005), p.171
  • Hill, John W., et al. "General Chemistry." 4th ed. New Jersey: Prentice Hall, 2005.

Enlaces externos[editar]