Elenco dei comuni acidi forti e deboli
Gli acidi forti e deboli sono concetti chiave in chimica. Gli acidi forti si dissociano completamente nei loro ioni in acqua, mentre gli acidi deboli si dissociano incompletamente. Ci sono solo pochi acidi forti, ma molti acidi deboli.
Acidi forti
Gli acidi forti si dissociano completamente in acqua nei loro ioni e producono uno o più protoni o cationi di idrogeno per molecola. Gli acidi minerali o inorganici tendono ad essere acidi forti. Ci sono solo 7 acidi forti comuni. Ecco i loro nomi e formule:
- HCl – acido cloridrico
- HNO3 – acido nitrico
- H2SO4 – acido solforico (nota: HSO4- è un acido debole)
- HBr – acido idrobromico
- HI – acido idroiodico
- HClO4 – acido perclorico
- HClO3 – acido cloridrico
Dissociazione degli acidi forti
Un acido forte in acqua si ionizza completamente, così quando la reazione di dissociazione è scritta come una reazione chimica, la freccia di reazione punta a destra:
- HCl → H+(aq) + Cl-(aq)
- HNO3 → H+(aq) + NO3(aq)-
- H2SO4 → 2H+(aq) + SO42-(aq)
Acidi deboli
Mentre esistono solo pochi acidi forti, esistono molti acidi deboli. Gli acidi deboli si dissociano incompletamente in acqua per produrre uno stato di equilibrio che contiene l’acido debole e i suoi ioni. Per esempio, l’acido fluoridrico (HF) è considerato un acido debole perché un po’ di HF rimane in una soluzione acquosa, oltre agli ioni H+ e F-. Ecco una lista parziale di acidi deboli comuni, ordinati dal più forte al più debole:
- HO2C2O2H – acido ossalico
- H2SO3 – acido solforoso
- HSO4 – – ione idrogeno solfato
- H3PO4 – acido fosforico
- HNO2 – acido nitroso
- HF – acido fluoridrico acido
- HCO2H – acido metanoico
- C6H5COOH – acido benzoico
- CH3COOH – acido acetico
- HCOOH – acido formico
Dissociazione degli acidi deboli
Gli acidi deboli si dissociano parzialmente, formando uno stato di equilibrio che contiene l’acido debole e i suoi ioni. Quindi, la freccia di reazione punta in entrambe le direzioni. Un esempio è la dissociazione dell’acido etanoico, che forma il catione idronio e l’anione etanoato:
CH3COOH + H2O ⇆ H3O+ + CH3COO-
Forza dell’acido (acidi forti contro acidi deboli)
La forza dell’acido è una misura di quanto facilmente l’acido perde un protone o catione idrogeno. Una mole di un acido forte HA si dissocia in acqua per produrre una mole di H+ e una mole della base coniugata dell’acido A-. Al contrario, una mole di un acido debole produce meno di una mole di catione idrogeno e di base coniugata, mentre una parte dell’acido originale rimane. I due fattori che determinano la facilità con cui avviene la deprotonazione sono la dimensione dell’atomo e la polarità del legame H-A.
In generale, è possibile identificare acidi forti e deboli in base alla costante di equilibrio Ka o pKa:
- Gli acidi forti hanno valori Ka elevati.
- Gli acidi forti hanno bassi valori di pKa.
- Gli acidi deboli hanno piccoli valori di Ka.
- Gli acidi deboli hanno grandi valori di pKa.
Concentrato vs. Diluito
I termini forte e debole non sono gli stessi di concentrato e diluito. Un acido concentrato contiene pochissima acqua. Un acido diluito contiene una grande percentuale di acqua. Una soluzione diluita di acido solforico è ancora una soluzione di acido forte e può causare un’ustione chimica. D’altra parte, l’acido acetico 12 M è un acido debole concentrato (e ancora pericoloso). Se si diluisce abbastanza l’acido acetico, si ottiene la concentrazione che si trova nell’aceto, che è sicuro da bere.
Forte vs. Corrosivo
La maggior parte degli acidi sono altamente corrosivi. Possono ossidare altre sostanze e produrre ustioni chimiche. Tuttavia, la forza di un acido non è un predittore della sua corrosività! I superacidi carboranici non sono corrosivi e possono essere maneggiati in sicurezza. Nel frattempo, l’acido fluoridrico (un acido debole) è così corrosivo che attraversa la pelle e attacca le ossa.
Tipi di acidi
Le tre principali classificazioni di acidi sono gli acidi di Brønsted-Lowry, gli acidi di Arrhenius e gli acidi di Lewis:
- Acidi di Brønsted-Lowry: Gli acidi di Brønsted-Lowry donano protoni. In soluzione acquosa, il donatore di protoni forma il catione idronio (H3O+). Tuttavia, la teoria acido-base di Brønsted-Lowry permette anche acidi in solventi diversi dall’acqua.
- Acidi di Arrhenius: gli acidi di Arrhenius sono donatori di idrogeno. Gli acidi di Arrhenius si dissociano in acqua e donano un catione idrogeno (H+) per formare il catione idronio (H3O+). Questi acidi sono anche caratterizzati dal diventare rosso tornasole, avere un sapore acido e reagire con metalli e basi per formare sali.
- Acidi di Lewis: Gli acidi di Lewis sono accettori di coppie di elettroni. Secondo questa definizione di un acido, la specie o accetta immediatamente coppie di elettroni o dona un catione idrogeno o un protone e poi accetta una coppia di elettroni. Tecnicamente, un acido di Lewis deve formare un legame covalente con una coppia di elettroni. Secondo questa definizione, gli acidi di Lewis spesso non sono acidi di Arrhenius o di Brønsted-Lowry. Per esempio, HCl non è un acido di Lewis.
Tutte e tre le definizioni di acido hanno il loro posto nella previsione delle reazioni chimiche e nella spiegazione del comportamento. Gli acidi comuni sono acidi di Brønsted-Lowry o di Arrhenius. Gli acidi di Lewis (per esempio, BF3) sono specificamente identificati come “acidi di Lewis”.