Lista de ácidos fuertes y débiles comunes
Los ácidos fuertes y débiles son conceptos clave en química. Los ácidos fuertes se disocian completamente en sus iones en el agua, mientras que los ácidos débiles se disocian de forma incompleta. Sólo hay unos pocos ácidos fuertes, pero muchos ácidos débiles.
Ácidos fuertes
Los ácidos fuertes se disocian completamente en agua en sus iones y producen uno o más protones o cationes de hidrógeno por molécula. Los ácidos minerales o inorgánicos tienden a ser ácidos fuertes. Sólo hay 7 ácidos fuertes comunes. Aquí están sus nombres y fórmulas:
- HCl – ácido clorhídrico
- HNO3 – ácido nítrico
- H2SO4 – ácido sulfúrico (nota: HSO4- es un ácido débil)
- HBr – ácido bromhídrico
- HI – ácido hidródico
- HClO4 – ácido perclórico
- HClO3 – ácido clórico
Disociación de ácidos fuertes
Un ácido fuerte en agua se ioniza completamente, por lo que cuando la reacción de disociación se escribe como una reacción química, la flecha de reacción apunta a la derecha:
- HCl → H+(aq) + Cl-(aq)
- HNO3 → H+(aq) + NO3(aq)-
- H2SO4 → 2H+(aq) + SO42-(aq)
Ácidos débiles
Mientras que sólo hay unos pocos ácidos fuertes, hay muchos ácidos débiles. Los ácidos débiles se disocian incompletamente en el agua para dar lugar a un estado de equilibrio que contiene el ácido débil y sus iones. Por ejemplo, el ácido fluorhídrico (HF) se considera un ácido débil porque algo de HF permanece en una solución acuosa, además de los iones H+ y F-. Esta es una lista parcial de ácidos débiles comunes, ordenados del más fuerte al más débil:
- HO2C2O2H – ácido oxálico
- H2SO3 – ácido sulfuroso
- HSO4 – – ion sulfato de hidrógeno
- H3PO4 – ácido fosfórico
- HNO2 – ácido nitroso
- HF – ácido fluorhídrico
- HCO2H – ácido metanoico
- C6H5COOH – ácido benzoico
- CH3COOH – ácido acético
- HCOOH – ácido fórmico
Disociación de ácidos débiles
Los ácidos débiles se disocian incompletamente, formando un estado de equilibrio que contiene el ácido débil y sus iones. Por lo tanto, la flecha de la reacción apunta en ambas direcciones. Un ejemplo es la disociación del ácido etanoico, que forma el catión hidronio y el anión etanoato:
CH3COOH + H2O ⇆ H3O+ + CH3COO-
Fuerza del ácido (ácidos fuertes frente a débiles)
La fuerza del ácido es una medida de la facilidad con que el ácido pierde un protón o un catión hidrógeno. Un mol de un ácido fuerte HA se disocia en agua para producir un mol de H+ y un mol de la base conjugada del ácido A-. Por el contrario, un mol de un ácido débil da lugar a menos de un mol de catión de hidrógeno y de base conjugada, mientras que permanece parte del ácido original. Los dos factores que determinan la facilidad con que se produce la desprotonación son el tamaño del átomo y la polaridad del enlace H-A.
En general, se pueden identificar los ácidos fuertes y débiles basándose en la constante de equilibrio Ka o pKa:
- Los ácidos fuertes tienen valores de Ka altos.
- Los ácidos fuertes tienen valores de pKa bajos.
- Los ácidos débiles tienen valores de Ka pequeños.
- Los ácidos débiles tienen valores de pKa grandes.
Concentrado vs. Diluido
Los términos fuerte y débil no son lo mismo que concentrado y diluido. Un ácido concentrado contiene muy poca agua. Un ácido diluido contiene un gran porcentaje de agua. Una solución diluida de ácido sulfúrico sigue siendo una solución ácida fuerte y puede causar una quemadura química. Por otro lado, el ácido acético 12 M es un ácido débil concentrado (y sigue siendo peligroso). Si se diluye el ácido acético lo suficiente, se obtiene la concentración que se encuentra en el vinagre, que es seguro para beber.
Fuerte vs. Corrosivo
La mayoría de los ácidos son altamente corrosivos. Pueden oxidar otras sustancias y producir quemaduras químicas. Sin embargo, ¡la fuerza de un ácido no es un indicador de su corrosividad! Los superácidos de carborano no son corrosivos y pueden manipularse con seguridad. Mientras tanto, el ácido fluorhídrico (un ácido débil) es tan corrosivo que atraviesa la piel y ataca los huesos.
Tipos de ácidos
Las tres principales clasificaciones de ácidos son los ácidos de Brønsted-Lowry, los ácidos de Arrhenius y los ácidos de Lewis:
- Ácidos de Brønsted-Lowry: Los ácidos de Brønsted-Lowry donan protones. En solución acuosa, el donante de protones forma el catión hidronio (H3O+). Sin embargo, la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry también permite la presencia de ácidos en otros disolventes además del agua.
- Ácidos de Arrhenius: Los ácidos de Arrhenius son donantes de hidrógeno. Los ácidos de Arrhenius se disocian en el agua y donan un catión hidrógeno (H+) para formar el catión hidronio (H3O+) . Estos ácidos también se caracterizan por volverse rojo tornasol, tener un sabor agrio y reaccionar con metales y bases para formar sales.
- Ácidos de Lewis: Los ácidos de Lewis son aceptores de pares de electrones. Bajo esta definición de un ácido, la especie acepta inmediatamente pares de electrones o bien dona un catión o protón de hidrógeno y luego acepta un par de electrones. Técnicamente, un ácido de Lewis debe formar un enlace covalente con un par de electrones. Según esta definición, los ácidos de Lewis no suelen ser ácidos de Arrhenius o ácidos de Brønsted-Lowry. Por ejemplo, el HCl no es un ácido de Lewis.
Las tres definiciones de ácido tienen su lugar en la predicción de reacciones químicas y en la explicación del comportamiento. Los ácidos más comunes son los de Brønsted-Lowry o los de Arrhenius. Los ácidos de Lewis (por ejemplo, BF3) se identifican específicamente como «ácidos de Lewis».