Acido forte

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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.

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:

${\displaystyle {\ce {H2SO4 + H2O -> HSO4- + H3O+}}}$

${\displaystyle {\ce {HCl + H2O -> Cl- + H3O+}}}$

${\displaystyle {\ce {HNO3 + H2O -> NO3- + H3O+}}}$

${\displaystyle {\ce {HI + H2O -> I- + H3O+}}}$

${\displaystyle {\ce {HClO4 + H2O -> ClO4- + H3O+}}}$

${\displaystyle {\ce {HBr + H2O -> Br- + H3O+}}}$

${\displaystyle {\ce {HClO3 + H2O -> ClO3- + H3O+}}}$

${\displaystyle {\ce {HIO4 + H2O -> IO4- + H3O+}}}$

${\displaystyle {\ce {HBrO4 + H2O -> BrO4- + H3O+}}}$

${\displaystyle {\ce {HCr2O4 + H2O -> Cr2O4- + H3O+}}}$

${\displaystyle {\ce {H2Cr2O7 + H2O -> HCr2O7- + H3O+}}}$

${\displaystyle {\ce {HMnO4 + H2O -> MnO4- + H3O+}}}$

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 K_b (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).

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

• Acido debole

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