Ácido forte

Ácidos e bases
Escala de pH (e pOH)
Afinidade por próton Anfoterismo Autoionização da água Constante de dissociação ácida Constante de dissociação básica Extração ácido-base Fisiologia ácido-base Função de acidez Homeostase ácido-base pH Reação ácido-base Solução tampão
Ácidos
Brønsted–Lowry Carboxílicos Fortes Fracos Hidrácidos Lewis Minerais Orgânicos Oxiácidos Superácidos
Bases
Brønsted–Lowry Fortes Fracas Lewis Não nucleofílicas Orgânicas Óxido Superbases

Chama-se ácido forte o ácido que se ioniza 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.

Ácido Forte - é toda substância que liberta muito H+.

Ver também

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