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Revisión del 23:42 11 may 2010

Un ácido fuerte es un ácido que se disocia por completo en solución acuosa por ganar electrones, 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 ión hidronio, así ácidos fuertes son ácidos con una pK_a < -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 mas corrosivos, esto no es siempre cierto . El superácido carborano H (CHB₁₁Cl₁₁), que es un millón de veces más fuerte que ácido sulfúrico^[1]^[2] es totalmente no 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

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:

Electronegatividad: A mayor EN de una base conjugada en el mismo periodo, más acidez.
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.
Carga: Cuanto más positivamente está cargada una especie es más ácida (las moléculas neutras puede 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)

(Del más fuerte al más débil)

Yoduro de hidrógeno HI (pK_a = -9.3)^[3]
Bromuro de hidrógeno HBr (pK_a = -8.7)^[3]
Ácido perclórico HClO₄ (pK_a ≈ -8)^[4]
Cloruro de hidrógeno HCl (pK_a = -6.3)^[3]
Ácido sulfúrico H₂SO₄ (first dissociation only, pK_a1 ≈ -3)^[4]
Ácido p-Toluensulfónico (pK_a = -2.8) ácido orgánico fuerte

Ácidos medianamente fuertes

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".

Ión hidronio H₃O⁺ (pK_a = -1.74). Para simplificar, el H₃O⁺ se reemplaza a menudo en una ecuación química por H⁺. Sin embargo, hay que hacer notar que un protón desnudo no existe libre en agua sino que está vinculado a uno de los pares de electrones libres de la molécula de H₂O.
Ácido nítrico HNO₃ (pK_a = -1.64)^[4]
Ácido clórico HClO₃ (pK_a = -1.0)^[4]
Algunos químicos incluyen el Bromuro de hidrógeno (HBrO₃), Ácido perbrómico (HBrO₄), Ácido yódico (HIO₃), y Ácido peryódico (HIO₄) commo ácidos fuertes, aunque esto no es aceptado universalmente.

Ácidos extremadamente fuertes (como protonadores)

(Del más fuerte al más débil)

Referencias

↑ George A. Olah, et. al. Superacid Chemistry, 2nd ed., Wiley, p. 41.
↑ 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.
↑ ^a ^b ^c William L. Jolly "Modern Inorganic Chemistry" (McGraw-Hill, 1984), p.177
↑ ^a ^b ^c ^d C.E.Housecroft and A.G.Sharpe "Inorganic Chemistry" (Pearson, 2d edn 2005), p.171

Esta obra contiene una traducción derivada de «Strog acid» de Wikipedia en inglés, publicada por sus editores bajo la Licencia de documentación libre de GNU y la Licencia Creative Commons Atribución-CompartirIgual 4.0 Internacional.

Hill, John W., et al. "General Chemistry." 4th ed. New Jersey: Prentice Hall, 2005.

Enlaces externos

http://www.cm.utexas.edu/academic/courses/Spring2002/CH301/McDevitt/strong.htm
http://jchemed.chem.wisc.edu/Journal/Issues/2000/Jul/abs849.html
Titration of acids - freeware for data analysis and simulation of potentiometric titration curves
Acids and Bases - definitions

[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.

[Jolly-3] William L. Jolly "Modern Inorganic Chemistry" (McGraw-Hill, 1984), p.177

[Housecroft-4] C.E.Housecroft and A.G.Sharpe "Inorganic Chemistry" (Pearson, 2d edn 2005), p.171

[1]

[2]

[3]

[4]

@@ Línea 16: / Línea 16: @@
 # '''Radio atómico''': Cuando aumenta el radio atómico, la acidez también aumenta. Por ejemplo, el [[ácido clorhídrico|HCl]] y el [[ácido yodhídrico|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<sup>-</sup> se dispersa en una nube de electrones más grande y su atracción por el protón H<sup>+</sup> no es tan fuerte como la misma atracción en el   HCl. Por tanto, el HI es ionizado (desprotonado) más fácilmente.
 # '''Carga''': Cuanto más positivamente está cargada una especie es más ácida (las moléculas neutras puede ser despojadas de protones más fácilmente que los aniones, y los cationes son más ácidos que moléculas comparables).
-estos se puden ver depende cuantos electrones tenga y como se pueden crear es muy facil como tener novio los electronjes se ponen con los acidos clurosos
 == Algunos ácidos fuertes comunes (como se han definido anteriormente) ==