Ácido forte

Ácidos e bases:

• Extração ácido-base
• Reação ácido-base
• Fisiologia ácido-base
• Homeostase ácido-base
• Constante de dissociação ácida
• Função de acidez
• Solução tampão
• pH
• Afinidade por próton
• Auto-ionização da água
• Ácidos:
  • Ácidos de Lewis
  • Ácidos minerais
  • Ácidos carboxílicos
  • Ácidos fortes
  • Superácidos
  • Ácidos fracos
• Bases:
  • Bases de Lewis
  • Bases orgânicas
  • Bases fortes
  • Superbases
  • Base não-nucleofílica
  • Bases fracas

Chama-se ácido forte o ácido que se dissocia completamente em solução a temperatura e pressão constantes. Nessas condições, a concentração de um ácido forte é igual à concentração de íons de hidrogênio (Hidrônio ou H₃O⁺). A equação para a completa dissociação de um ácido forte (HA) é:

HA(aq) → H⁺(aq) + A^-(aq)

onde o ácido libera prótons (H⁺) e uma base conjugada (A^-) em concentrações iguais.

[HA] = [H⁺] = [A^-]; pH = -log[H+].

Por exemplo,

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-

A constante de dissociação de um ácido forte em comparação com ácidos fracos é igual a da concentração de hidrônio expressa no termo logarítmico: pK_a < -1.74.

Alguns ácidos fortes bastante conhecidos são o ácido clorídrico, o ácido sulfúrico, o ácido nítrico e o ácido perclórico.

Acido Forte - é todo substancia que libera muito H+

Ver também

• Constante de acidez (pK_a).
• Acidez
• Superácido