Acidi forti

Gli acidi forti possono essere considerati dissociati al 100% e pertanto il pH di una loro soluzione è pari a – log della concentrazione dell’acido.

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 sono relativamente pochi se paragonati agli acidi deboli che sono in quantità notevolmente superiore.

Caratteristiche

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

Valori delle costanti di equilibrio

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