Ácido Fuerte Y Debil

Ácido fuerte

Saltar a: navegación, búsqueda

Un ácido fuerte es un ácido que se disocia casi por completo en solución acuosa para ganar electrones (donar protones), 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 ion hidronio, así ácidos fuertes son ácidos con una pKa < -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 más corrosivos, esto no es siempre cierto.

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.

Algunos ácidos fuertes comunes (como se han definido anteriormente)

(Del más fuerte al más débil)

• Yoduro de hidrógeno HI (pKa = -9.3)3

• Bromuro de hidrógeno HBr (pKa = -8.7)3

• Ácido perclórico HClO4 (pKa ≈ -8)4

• Cloruro de hidrógeno HCl (pKa = -6.3)3

• Ácido sulfúrico H2SO4 (solamente la primera disociación, pKa1 ≈ -3)4

• Ácido p-toluenosulfónico (pKa = -2.8) ácido orgánico fuerte

[editar] 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".

• Ion hidronio H3O+ (pKa = -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 (pKa = -1.64)4

• Ácido clórico HClO3 (pKa = -1.0)4

• Algunos químicos incluyen el ácido brómico (HBrO3), ácido perbrómico (HBrO4), ácido yódico (HIO3), y ácido peryódico (HIO4) como ácidos fuertes, aunque esto no es aceptado universalmente.

[editar] Ácidos extremadamente fuertes o superácidos

(Del más fuerte al más débil)

• Ácido fluoroantimonico H[SbF6]

• Ácido mágico FSO3HSbF5

• Superácido carborano H(CHB11Cl11)

• Ácido fluorosulfónico FSO3H

• Ácido trifluorometanosulfónico CF3SO3H

Ácido débil

De Wikipedia, la enciclopedia libre

Saltar a: navegación, búsqueda

Un ácido débil es aquel ácido que no está totalmente disociado en una disolución acuosa.1 Aporta iones al medio, pero también es capaz de aceptarlos. Si representáramos el ácido con la fórmula general HA, en una disolución acuosa una cantidad significativa de HA permanece sin disociar, mientras que el resto del ácido se disociará en iones positivos y negativos , formando un equilibrio ácido-base en la siguiente forma:

Las concentraciones en equilibrio de reactivos y productos se relacionan mediante la constante de acidez ( ), cuya expresión es:

Cuanto mayor es el valor de , más se favorece la formación de iones , y más bajo es el pH de la disolución. La de los ácidos débiles varía entre 1,80×10-16 y 55,50. Los ácidos con una constante menor de 1,80×10-16 son ácidos más débiles que el agua. Los ácidos con una constante de más de 55,50 se consideran ácidos fuertes y se disocian casi en su totalidad cuando son disueltos en agua.

La gran mayoría de los ácidos son débiles. Entre ellos, casi todos los ácidos orgánicos. Pueden considerarse ácidos débiles:

• El ácido acético, ácido orgánico responsable de la acidez del vinagre,

• El ácido cítrico, presente en los limones y otras frutas,

• El ácido bórico, que se usa como antiséptico y en oftalmología,

• El ácido carbónico ( ),

• El ácido fosfórico, presente en muchos refrescos,

• El ácido hipobromoso ( ),

• El ácido sulfhídrico o sulfuro de hidrógeno ( ).

• También algunas sales, como el fosfato de amonio ).

características

...