Àcit fort

Escala de pH ejemplificada

Un àcit fort és un àcit que es ioniza casi per complet en solució acuosa^[1] per a guanyar electrons, d'acort en l'equació:

H A (a c) ⟶ H^{+} (a c) + A^{-} (a c)

Per al àcit sulfúric, que és un àcit diprótico, la denominació de «àcit fort» es referix solament a la dissociació del primer protón.

H_{2} S O_{4} (a c) ⟶ H^{+} (a c) + H S O_{4}^{-} (a c)

^[2]

Més precisament, l'àcit deu ser més fort en solució acuosa que el ion hidronio, aixina àcit forts són àcits en una pK_a < −1.74. Açò generalment significa que en solució acuosa en condicions normals de pressió i temperatura, la concentració de ions hidronio és igual a la concentració d'àcit fort introduït en la solució. Encara que per lo general s'assumix que els àcit forts són els més corroents, açò no és sempre cert. El superácido carborano $H (C H B_{11} C l_{11})$ , que és un milló de voltes més forta que àcit sulfúric^[3]^[4] no és corroent, mentres que l'àcit dèbil àcit fluorhídric ( $H F$ ) és extremadament corroent i pot dissoldre, entre atres coses, el vidre i tots els metals llevat l'iridi.

En totes les atres reaccions àcit-aigua, la dissociació no és completa, per lo que estarà representada com un equilibri, no com una reacció completa. La definició típica d'àcit dèbil és un àcit que no es disocia completament. La diferència que separa les constants de dissociació àcida en els àcit forts de la de tots els atres àcit és tan chicoteta que es tracta d'una demarcació raonable.

Per la dissociació completa dels àcit forts en solució acuosa, la concentració de ions d'hidrogen a reduplicación de la de l'àcit introduït en la solució:

[H A] = [H^{+}] = [A^{-}]

p H = - \log [H^{+}] = c o l o g [H^{+}]

Determinació de la força d'un àcit

La comparació de la força d'un àcit en la d'atres àcit, pot determinar-se sense l'utilisació de càlculs de pH per mig de l'observació de les següents característiques:

Electronegatividad: A major EN d'una base conjugada en el mateix periodo, més acidea. Açò explica per qué per norma general els elements que se situen més a la dreta en la taula periòdica (com per eixemple el nitrogen, sofre o els halógenos, que són els més electronegativos) tendixen a formar més composts més àcits (com per eixemple àcit nítric, àcit sulfúric o l'àcit clorhídric) i els que se situen més a l'esquerra (com els alcalinos i els alcalinotérreos que són menys electronegativos) solen formar composts més bàsics (com per eixemple hidròxit de liti o el hidròxit de calcio).
Radi atòmic: Quan aumenta el radi iònic, l'acidea disminuïx. Per eixemple, el $H C l$ i el $H I$ , són abdós àcit forts, ionizados al 100 % en aigua per a donar els seus respectius constituents iònics. No obstant, el $H I$ és més fort que el $H C l$ . Açò es deu a que el radi atòmic d'un àtom de yodo és molt major que el d'un àtom de clor. Com a resultat, la càrrega negativa sobre el anión $I^{-}$ es dispersa en un núvol d'electrons més gran i la seua atracció pel protó $H^{+}$ no és tan fort com la mateixa atracció en el $H C l$ . Per tant, el $H I$ és ionizado (desprotonado) més fàcilment.
Carrega: Quant més positivament està carregada una espècie és més àcida (les molècules neutres poden ser despullades de protones més fàcilment que els aniones, i els cationes són més àcits que molècules comparables).

Alguns àcit forts comuns (com s'han definit anteriorment)

(Del més fort al més dèbil)

Àcit yodhídrico $H I$ (pK_a = −9.3)^[5]
Àcit bromhídrico $H B r$ (pK_a = −8.7)^[5]
Àcit perclórico $H C l O_{4}$ (pK_a ≈ −8)^[6]
Àcit clorhídric $H C l$ (pK_a = −6.3)^[5]
Àcit sulfúric $H_{2} S O_{4}$ (solament la primera dissociació, pK_a1 ≈ −3)^[6]
Àcit p-toluenosulfónico $C H_{3} C_{6} H_{4} S O_{3} H$ (pK_a = −2.8) àcit orgànic fort
Àcit Nítric $H N O_{3}$ (pK_a = −1.64)^[6] Encara que el seu pK_a no és menor a −1.74, li'l considera un àcit fort.

Referències

↑ (2005) Química (en és), Pearson Educació. ISBN 9789702606949.
↑ Asensio, Jesús Sanz (7 de març de 2015). Química: Més de mil Eixercicis Resolts de Reaccions Químiques i Equilibris Químics (en és), Editorial Visió Llibres. ISBN 9788416284214.
↑ George A. Olah, et. al. Superacid Chemistry, 2nd ed., Wiley, p. 41.
↑ És dir, la capacitat del superácido carborano per a protonar una base donada (B) és un milló de voltes major que una solució d'àcit sulfúric, de manera que la relació [BH⁺]/[B] és un milló de voltes superior. L'acidea relativa dels àcit forts poden ser evaluats usant la Funció d'acidea d'Hammett.
↑ ^5,0 ^5,1 ^5,2 William L. Jolly "Modern Inorganic Chemistry" (McGraw-Hill, 1984), p.177
↑ ^6,0 ^6,1 ^6,2 C.E.Housecroft and A.G.Sharpe "Inorganic Chemistry" (Pearson, 2d edn 2005), p.171

Este artícul conté una traducció derivada de «Ácido fuerte» de Wikipedia en castellà publicada baix la Llicència de documentació lliure de GNU i la Llicència Creative Commons Reconeiximent-CompartirIgual 4.0 Internacional.

[1] (2005) Química (en és), Pearson Educació. ISBN 9789702606949.

[2] Asensio, Jesús Sanz (7 de març de 2015). Química: Més de mil Eixercicis Resolts de Reaccions Químiques i Equilibris Químics (en és), Editorial Visió Llibres. ISBN 9788416284214.

[3] George A. Olah, et. al. Superacid Chemistry, 2nd ed., Wiley, p. 41.

[4] És dir, la capacitat del superácido carborano per a protonar una base donada (B) és un milló de voltes major que una solució d'àcit sulfúric, de manera que la relació [BH⁺]/[B] és un milló de voltes superior. L'acidea relativa dels àcit forts poden ser evaluats usant la Funció d'acidea d'Hammett.

[Jolly-5] 5,0 ^5,1 ^5,2 William L. Jolly "Modern Inorganic Chemistry" (McGraw-Hill, 1984), p.177

[Housecroft-6] 6,0 ^6,1 ^6,2 C.E.Housecroft and A.G.Sharpe "Inorganic Chemistry" (Pearson, 2d edn 2005), p.171

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]