Acidi forti

Secondo Arrhenius gli acidi sono quelle specie in grado di liberare ioni H⁺ in soluzione mentre secondo Brönsted-Lowry gli acidi sono quelle specie donatrici di protoni. La maggior parte degli acidi che possono essere considerati acidi di Arrhenius sono anche acidi mentre secondo Brönsted-Lowry.

Nonostante appartengano alla categoria di acidi molti composti sia inorganici che organici, gli acidi forti, ovvero quelli che possono essere considerati dissociati al 100% sono relativamente pochi se paragonati agli acidi deboli che sono in quantità notevolmente superiore.

Gli acidi forti sono caratterizzati da una costante di equilibrio K_a molto elevata e, se sono molto concentrati, hanno un pH inferiore a zero. Ad esempio l’acido cloridrico che è un acido forte, la cui costante è dell’ordine di 10⁶, se ha una concentrazione superiore a 1 M ha un pH minore di zero. Il pH infatti è definito come:

pH = – log [H⁺] e, se [H⁺] è maggire di 1 come ad esempio 1.5 si ha che pH = – log 1.5 = – 1.8.

Per gli acidi la concentrazione di ioni H⁺ coincide con la concentrazione dell’acido.

Ad esempio per HCl la cui dissociazione in acqua può essere scritta come:

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-

Se la concentrazione di HCl è 0.10 molare allora [H₃O⁺] = 0.10 e quindi pH = 1.0

Si riportano in tabella gli acidi forti secondo l’ordine di acidità decrescente:

* Si noti che l’acido solforico è un acido diprotico che è forte solo nella prima dissociazione mentre la seconda dissociazione è regolata da una K_a dell’ordine di 10^-2. Per il calcolo del pH di una soluzione di acido solforico quindi esso va considerato totalmente dissociato solo nella prima dissociazione.

** Gli acidi p-toluensolfonico e metansolfonico sono acidi organici.

I valori di pK_a degli acidi forti sono minori di zero infatti pK_a è definito come – log K_a e pertanto, per l’acido perclorico – log 10¹⁰ = – 10