Determinar la fuerza de un ácido. es lo mismo que señalar la capacidad de este compuesto para ionizarse cuando se disuelve en agua. El conocimiento sobre la fuerza del ácido muestra si la concentración de iones hidronio en el agua será alta o baja.
Clasificación de ácidos
En relación a fuerza, un ácido puede ser:
Fuerte (ácido que produce una gran cantidad de cationes hidronio (H3O+) en el agua);
Moderado o semi-fuerte (ácido que produce una cantidad intermedia de cationes hidronio (H3O+) en el agua);
Débil (ácido que produce una baja cantidad de cationes hidronio (H3O+) en el agua).
Ahora mira algunos consejos para determinar la fuerza de un ácido:
1er consejo: fórmula molecular ácida
- Si tenemos un hidrato (ácido sin oxígeno en su fórmula):
Ácido fuerte: solo HCl, HBr o HI;
Ácido moderado o semi-fuerte: solo HF;
Ácido débil: cualquier otro hidróxido.
- Si tenemos un oxiácido (ácido con oxígeno en su fórmula):
En este caso, debemos realizar la resta entre el número de oxígenos y el número de hidrógenos ionizables presente en la fórmula ácida:
x = O - H
Entonces, si la x tiene:
Resultado ≥ 2 → Ácido fuerte
Resultado = 1 → Ácido moderado o semi-fuerte
NOTA: El ácido H3POLVO3 tiene tres hidrógenos en la fórmula, pero solo dos son ionizables, por lo que su resultado es 1. El ácido H3POLVO2 tiene tres hidrógenos en la fórmula, pero solo uno es ionizable, por lo que su resultado es 1.
Resultado = 0 → Ácido débil
NOTA: El ácido H2CO3, incluso con un resultado de 1, es una excepción, ya que es débil.
Ejemplos:
H2s
Es un ácido débil porque no es uno de los ácidos hidra fuertes (HCL, HBr y HI) y no es el ácido hidra moderado (HF).
H3POLVO4
Es un ácido moderado porque, al ser un oxiácido, en la resta entre el número de oxígenos (4) y el número de hidrógenos (3), el resultado es 1.
H4PAG2O7
Es un ácido fuerte porque, al ser un oxiácido, en la resta entre el número de oxígenos (7) y el número de hidrógenos (4), el resultado es 3.
Segundo consejo: grado de ionización (α)
El grado de ionización indica el porcentaje de ionización ácida cuando se disuelve en agua. Es la relación que se establece entre el número de moléculas ionizadas y el número de moléculas ácidas iniciales:
α = número de moléculas ionizadas
número de moléculas iniciales
Después de realizar la división entre el número de moléculas, debemos multiplicar el resultado por 100 para encontrar el porcentaje de ionización. Con eso, si:
α ≥ 50% → Ácido fuerte
50% 5% → Ácido moderado o semi-fuerte
α ≤ 5% → Ácido débil
Ejemplo: Se agregaron 50 moléculas de cierto ácido HX al agua, pero solo se disociaron 20 moléculas.
α = número de moléculas ionizadas
número de moléculas iniciales
α = 20
50
α = 0,4
Como debemos multiplicar α por 100, tenemos:
α = 0,4.100
α = 40% - ácido moderado
3er consejo: constante de ionización (Ki)
Para un ácido, tenemos lo siguiente ecuación de ionización general:
HX + H2O → H3O+ + X-
Su constante de ionización (Ki) es la relación entre las concentraciones de producto y la concentración molar de ácido:
Ki = [H3O+].[X-]
[HX]
NOTA: El agua no entra en la expresión porque, para el ionización sucede, debe estar presente, es decir, es una constante en el proceso.
Analizando la expresión, podemos ver que la concentración de hidronio [H3O+] está en el numerador y la concentración de ácido [HX] está en el denominador. Por tanto, cuanto mayor sea la concentración de hidronio, mayor será el valor de Ki.
A través del Ki de un ácido, podemos saber si hay demasiados hidronios en el medio y viceversa. Para clasificar el ácido, tendremos en cuenta la siguiente referencia:
Ki> 10-3 → Ácido fuerte
Ki = 10-3 o 10-4 → Ácido moderado o semi-fuerte
Ki ≤ 10-5 → Ácido débil
Ejemplos:
Ácido sulfúrico (H2SOLO4) - Ki = 1.2.10-2
Es un ácido fuerte porque su Ki es superior a 10-3.
Ácido nítrico (HNO2) - Ki = 4,10-4 → Ácido moderado
Es un ácido moderado porque su Ki es 10-4.
ácido cianhídrico (HCN) - Ki = 6.2.10-10
Es un ácido débil porque su Ki es menor a 10-5.
Por mí. Diogo Lopes Dias
Fuente: Escuela Brasil - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/dicas-para-determinar-forca-um-acido.htm