Acido forte

Template:S Un acido forte è una sostanza che ha una costante di dissociazione acida (K_a) 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 K_a 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 (Template:Chem) (forte solo nella prima dissociazione)
• acido cloridrico (HCl, chiamato anche acido muriatico)
• acido nitrico (Template:Chem)
• acido iodidrico (HI)
• acido perclorico (Template:Chem)
• acido bromidrico (HBr)
• acido clorico (Template:Chem)
• acido perbromico (Template:Chem) (instabile in soluzione)
• acido cromico (Template:Chem) e acido dicromico (Template:Chem) (forti solo nella prima dissociazione, instabili in soluzione)
• acido permanganico (Template:Chem) (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 [[Ione idronio|Template:Chem]]. 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:

$\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{H}\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$

$\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$

$\mathrm{H}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$

$\mathrm{H}\mathrm{I}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{I}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$

$\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$

$\mathrm{H}\mathrm{B}\mathrm{r}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{B}\mathrm{r}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$

$\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$

$\mathrm{H}\mathrm{I}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{I}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$

$\mathrm{H}\mathrm{B}\mathrm{r}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{B}\mathrm{r}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$

$\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{r}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{C}\mathrm{r}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$

$\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{C}\mathrm{r}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}{\phantom{A}}_7+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{r}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}{\phantom{A}}_7{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$

$\mathrm{H}\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$

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 K_b (costante di dissociazione basica) piccolissima, minore di 10⁻¹⁴; lo ione bisolfato Template:Chem, ovvero la base coniugata dell'acido solforico, è una base debole come Template:Chem (base coniugata dell'acido cromico) e Template:Chem (base coniugata dell'acido dicromico).

Bibliografia

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

Voci correlate

• Acido debole