Acido forte

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Un acido forte è una sostanza che ha una costante di dissociazione acida (Ka) maggiore di 1; per rendersi conto di quanto questo valore sia alto, basti pensare che tutti gli altri acidi (a parte quelli chiamati super acidi) sono detti deboli e hanno una Ka solitamente espressa tramite potenze negative di dieci.

Acidi forti inorganici e loro basi coniugate

In soluzione acquosa gli acidi inorganici (ossiacidi e idracidi) forti sono:

  • acido solforico (H2SO4) (forte solo nella prima dissociazione)
  • acido cloridrico (HCl, chiamato anche acido muriatico)
  • acido nitrico (HNO3)
  • acido iodidrico (HI)
  • acido perclorico (HClO4)
  • acido bromidrico (HBr)
  • acido clorico (HClO3)
  • acido perbromico (HBrO4) (instabile in soluzione)
  • acido cromico (H2CrO4) e acido dicromico (H2Cr2O7) (forti solo nella prima dissociazione, instabili in soluzione)
  • acido permanganico (HMnO4) (instabile in soluzione)

Ognuno di questi prodotti chimici si ionizza completamente in acqua: ciò vuol dire che da 1 mol di uno di essi si ricava una soluzione acquosa contenente esattamente 1 mol di H3O+. Mischiare gli acidi forti con l'acqua, in particolar modo l'acido solforico, richiede però grande attenzione ed esperienza: si tratta infatti di reazioni molto esotermiche che possono causare il ribollire della soluzione e una fuoriuscita di liquidi corrosivi dal contenitore di reazione. Tali ionizzazioni avvengono secondo le seguenti formule:

H 2 SO 4 + H 2 O ⟶ HSO 4 − + H 3 O + {\displaystyle {\ce {H2SO4 + H2O -> HSO4- + H3O+}}}
HCl + H 2 O ⟶ Cl − + H 3 O + {\displaystyle {\ce {HCl + H2O -> Cl- + H3O+}}}
HNO 3 + H 2 O ⟶ NO 3 − + H 3 O + {\displaystyle {\ce {HNO3 + H2O -> NO3- + H3O+}}}
HI + H 2 O ⟶ I − + H 3 O + {\displaystyle {\ce {HI + H2O -> I- + H3O+}}}
HClO 4 + H 2 O ⟶ ClO 4 − + H 3 O + {\displaystyle {\ce {HClO4 + H2O -> ClO4- + H3O+}}}
HBr + H 2 O ⟶ Br − + H 3 O + {\displaystyle {\ce {HBr + H2O -> Br- + H3O+}}}
HClO 3 + H 2 O ⟶ ClO 3 − + H 3 O + {\displaystyle {\ce {HClO3 + H2O -> ClO3- + H3O+}}}
HIO 4 + H 2 O ⟶ IO 4 − + H 3 O + {\displaystyle {\ce {HIO4 + H2O -> IO4- + H3O+}}}
HBrO 4 + H 2 O ⟶ BrO 4 − + H 3 O + {\displaystyle {\ce {HBrO4 + H2O -> BrO4- + H3O+}}}
HCr 2 O 4 + H 2 O ⟶ Cr 2 O 4 − + H 3 O + {\displaystyle {\ce {HCr2O4 + H2O -> Cr2O4- + H3O+}}}
H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O ⟶ HCr 2 O 7 − + H 3 O + {\displaystyle {\ce {H2Cr2O7 + H2O -> HCr2O7- + H3O+}}}
HMnO 4 + H 2 O ⟶ MnO 4 − + H 3 O + {\displaystyle {\ce {HMnO4 + H2O -> MnO4- + H3O+}}}

Notiamo inoltre che, secondo la teoria acido-base di Brønsted-Lowry, le basi coniugate di queste sostanze, ovvero quelle che fanno parte dei prodotti insieme allo ione idronio, hanno una Kb (costante di dissociazione basica) piccolissima, minore di 10−14; lo ione bisolfato HSO−4, ovvero la base coniugata dell'acido solforico, è una base debole come Cr2O−4 (base coniugata dell'acido cromico) e HCr2O−7 (base coniugata dell'acido dicromico).

Bibliografia

  • I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, Chimica, CEA, ISBN 88-408-1285-7

Voci correlate

  Portale Chimica: il portale della scienza della composizione, delle proprietà e delle trasformazioni della materia