3.6.2. Fortaleza de ácidos

Unidad 3: Equilibrio químico

Fuerza de Ácidos

La fuerza de los ácidos está determinada por su capacidad para disociarse en iones en disolución acuosa. Se dice que un ácido es fuerte si está totalmente disociado y es débil si la disociación es parcial:

ácido fuerte: HX + H₂O → H₃O⁺ + X^-

ácido débil:

[ ]₀	[ ]₀	0000000	—	—
[ ]_reacciona	x		—	—
[ ]_forma	—		x	x
[ ]_eq	[ ]₀ - x		x	x

Como vemos, los ácidos débiles forman un sistema en equilibrio cuando se disuelven en agua. La expresión de la constante de equilibrio, en términos de concentraciones se denomina Ka, constante de disociación ácida:

Observando la expresión de Ka podemos concluir que:

conforme se incrementa la [H₃O⁺], aumentará el valor de Ka y el del grado de ionización, α.
cuanto mayor es el valor de α, el ácido será menos débil, y en consecuencia, mayor es el valor de Ka.

A mayor valor de Ka ⇒ menos débil o relativamente más fuerte es el ácido.

Las diferencias el ácido fuerte y el ácido débil las podemos resumir en:

Ácido Fuerte	Ácido Débil
La posición de equilibrio está totalmente desplazada hacia la reacción directa, sólo hay presencia de productos, A^– y H⁺. Produce la base conjugada débil, A^–. No existe la especie ácida sin disociar, ya no hay reactivo, HA.	Su posición de equilibrio está desplazada hacia la reacción inversa, hay presencia de reactivo, de ácido sin ionizar, HA. Produce una base conjugada relativamente más fuerte que el agua, A^–. Todas las especies están presentes en la solución en equilibrio: HA, A^– y H₃O⁺ o H⁺.

Ácido Fuerte

Ácido Débil

La posición de equilibrio está totalmente desplazada hacia la reacción directa, sólo hay presencia de productos, A^– y H⁺.

Produce la base conjugada débil, A^–.

No existe la especie ácida sin disociar, ya no hay reactivo, HA.

Su posición de equilibrio está desplazada hacia la reacción inversa, hay presencia de reactivo, de ácido sin ionizar, HA.

Produce una base conjugada relativamente más fuerte que el agua, A^–.

Todas las especies están presentes en la solución en equilibrio: HA, A^– y H₃O⁺ o H⁺.

En el siguiente video puedes visualizar estas diferencias:

A continuación te presentamos los seis ácidos fuertes y luego una pequeña relación de ácidos débiles mas comunes, junto con unos datos adicionales.

Ácidos Fuertes
HCl	ácido clorhídrico
HBr	ácido bromhídrico
HI	ácido yodhídrico
HNO₃	ácido nítrico
H₂SO₄	ácido sulfúrico
H₃ClO₄	ácido perclórico

Constante de Ionización de algunos Ácidos Débiles A 25 ºC

Nombre	Fórmula	Estructura	Ka	Base conjugada
Ácido fluorhídrico	HF	H—F	7,1 x 10^-⁴	F^-
Ácido nitroso	HNO₂		4,5 x 10^-⁴	NO₂^-
Ácido acetilsalicílico	C₉H₈O₄		3,0 x 10^-⁴	C₉H₇O₄^-
Ácido fórmico	HCOOH		1,7 x 10^-⁴	HCOO^-
Ácido benzoico	C₆H₅COOH		6,5 x 10^-⁵	C₆H₅COO^-
Ácido acético	CH₃COOH		1,8 x 10^-⁵	CH₃COO^-
Ácido cianhídrico	HCN		4,9 x 10^-¹⁰	CN^-