Lista de Ácidos Fortes e Fracos Comuns
Ácidos fortes e fracos são conceitos chave em química. Os ácidos fortes se dissociam completamente em seus íons na água, enquanto os ácidos fracos se dissociam incompletamente. Há apenas alguns ácidos fortes, mas muitos ácidos fracos.
Ácidos fortes
Ácidos fortes se dissociam completamente na água em seus íons e produzem um de mais prótons ou cátions de hidrogênio por molécula. Os ácidos minerais ou inorgânicos tendem a ser ácidos fortes. Existem apenas 7 ácidos fortes comuns. Aqui estão os seus nomes e fórmulas:
- HCl – ácido clorídrico
- HNO3 – ácido nítrico
- H2SO4 – ácido sulfúrico (nota: HSO4- é um ácido fraco)
- HBr – ácido hidrobrómico
- HI – ácido hidroídico
- HClO4 – ácido perclórico
- HClO3 – ácido clorídrico
Dessociação Ácida Forte
Um ácido forte na água ioniza completamente, Assim, quando a reacção de dissociação é escrita como uma reacção química, a seta de reacção aponta para a direita:
- HCl → H+(aq) + Cl-(aq)
- HNO3 → H+(aq) + NO3(aq)-
- H2SO4 → 2H+(aq) + SO42-(aq)
Ácidos fracos
Embora haja apenas alguns ácidos fortes, há muitos ácidos fracos. Os ácidos fracos dissociam incompletamente na água para produzir um estado de equilíbrio que contém o ácido fraco e seus íons. Como exemplo, o ácido fluorídrico (HF) é considerado um ácido fraco porque algum HF permanece em uma solução aquosa, além de H+ e íons F. Aqui está uma lista parcial de ácidos fracos comuns, ordenados do mais forte para o mais fraco:
- HO2C2O2H – ácido oxálico
- H2SO3 – ácido sulfuroso
- HSO4 – – ião sulfato de hidrogénio
- H3PO4 – ácido fosfórico
- HNO2 – ácido nitroso
- HF – hidrofluorídrico ácido
- HCO2H – ácido metanóico
- C6H5COOH – ácido benzóico
- CH3COOH – ácido acético
- HCOOH – ácido fórmico
Dessociação do ácido fraco
Dessociação incompleta dos ácidos, formando um estado de equilíbrio contendo o ácido fraco e os seus iões. Então, a seta de reacção aponta para os dois lados. Um exemplo é a dissociação do ácido etanóico, que forma o cátion hidrónico e o ânion etanoato:
CH3COOH + H2O ⇆ H3O+ + CH3COO-
Força ácida (Ácidos fortes vs. fracos)
Força ácida é uma medida de quão prontamente o ácido perde um próton ou um cátion de hidrogénio. Uma toupeira de um ácido forte HA dissocia-se na água para produzir uma toupeira de H+ e uma toupeira da base conjugada do ácido A-. Em contraste, uma molécula de um ácido fraco rende menos de uma molécula de cátion de hidrogênio e base conjugada, enquanto que parte do ácido original permanece. Os dois fatores que determinam a facilidade da desprotonificação são o tamanho do átomo e a polaridade da ligação H-A.
Em geral, pode-se identificar ácidos fortes e fracos com base na constante de equilíbrio Ka ou pKa:
- Ácidos fortes têm altos valores Ka.
- Ácidos fortes têm valores baixos de pKa.
- Ácidos fracos têm valores pequenos de Ka.
- Ácidos fracos têm valores grandes de pKa.
Concentrado vs. Diluído
Os termos forte e fraco não são os mesmos que concentrado e diluído. Um ácido concentrado contém muito pouca água. Um ácido diluído contém uma grande percentagem de água. Uma solução diluída de ácido sulfúrico ainda é uma solução ácida forte e pode causar uma queimadura química. Por outro lado, o ácido acético 12 M é um ácido concentrado fraco (e ainda perigoso). Se você diluir o ácido acético o suficiente, você obtém a concentração encontrada no vinagre, que é seguro para beber.
Corrosivo vs. forte
A maior parte dos ácidos são altamente corrosivos. Eles podem oxidar outras substâncias e produzir queimaduras químicas. No entanto, a força de um ácido não é um preditor da sua corrosividade! Os superácidos de carborano não são corrosivos e podem ser manuseados com segurança. Entretanto, o ácido fluorídrico (um ácido fraco) é tão corrosivo que passa através da pele e ataca os ossos.
Tipos de Ácidos
As três principais classificações de ácidos são ácidos Brønsted-Lowry, ácidos Arrhenius, e ácidos Lewis:
- Ácidos Brønsted-Lowry: Os ácidos Brønsted-Lowry doam prótons. Em solução aquosa, o doador de prótons forma o cátion hidrónico (H3O+). No entanto, a teoria de Brønsted-Lowry ácido-base também permite ácidos em solventes além de água.
- Ácidos de Arrhenius: Os ácidos de Arrhenius são doadores de hidrogênio. Os ácidos de Arrhenius dissociam em água e doam um cátion de hidrogênio (H+) para formar o cátion de hidrogênio (H3O+) . Estes ácidos também são caracterizados por tornarem-se vermelhos de tornassol, terem um sabor azedo, e reagirem com metais e bases para formar sais.
- Ácidos de Lewis: Os ácidos de Lewis são aceiros de par de electrões. Sob esta definição de um ácido, a espécie aceita imediatamente pares de elétrons ou então doa um cátion de hidrogênio ou próton e depois aceita um par de elétrons. Tecnicamente, um ácido de Lewis deve formar uma ligação covalente com um par de elétrons. Por esta definição, os ácidos de Lewis frequentemente não são ácidos de Arrhenius ou ácidos de Brønsted-Lowry. Por exemplo, HCl não é um ácido de Lewis.
Todas as três definições de ácido têm o seu lugar na previsão de reacções químicas e na explicação do comportamento. Os ácidos comuns são ácidos Brønsted-Lowry ou Arrhenius. Os ácidos de Lewis (por exemplo, BF3) são especificamente identificados como “Ácidos de Lewis”