Acido forte

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Gli acidi forti sono quelle sostanze che hanno una costante di dissociazione acida (K_a) maggiore di 1; per rendersi conto di quanto questo valore sia alto, basta pensare che tutti gli altri acidi (a parte quelli chiamati superacidi) sono detti deboli e hanno una K_a solitamente espressa tramite potenze negative di dieci.

[modifica] I sei acidi forti e le loro basi coniugate.

Al gruppo degli acidi forti appartengono solamente sei sostanze: l'acido solforico (H₂SO₄, facente parte del liquido della batteria dell'automobile), l'acido cloridrico (HCl, chiamato anche acido muriatico), l'acido nitrico (HNO₃, importante componente dell'acqua regia), l'acido iodidrico (HI), l'acido perclorico (HClO₄) e l'acido bromidrico (HBr). Ognuno di questi prodotti chimici si ionizza completamente in acqua: ciò vuol dire che da 1mol di uno di essi si ricava una soluzione acquosa contenente esattamente 1mol di H₃O⁺. Mischiare gli acidi forti con l'acqua, in particolar modo l'acido solforico, richiede però grande attenzione ed esperienza: si tratta infatti di reazioni molto esotermiche che possono causare il ribollire della soluzione e una fuoriuscita di liquidi corrosivi dal contenitore di reazione. Tali ionizzazioni avvengono secondo le seguenti formule:

H₂SO₄ + H₂O → HSO₄^- + H₃O⁺

HCl + H₂O → Cl^- + H₃O⁺

HNO₃ + H₂O → NO₃^- + H₃O⁺

HI + H₂O → I^- + H₃O⁺

HClO₄ + H₂O → ClO₄^- + H₃O⁺

HBr + H₂O → Br^- + H₃O⁺

Notiamo inoltre che, secondo la teoria acido-base di Brønsted-Lowry, le basi coniugate di queste sostanze, ovvero quelle che fanno parte dei prodotti insieme allo ione idronio, hanno una K_b (costante di dissociazione basica) piccolissima, minore di 10^-14; lo ione bisolfato HSO₄^-, ovvero la base coniugata dell'acido solforico, è addirittura una sostanza anfotera.