Acido forte
# Acido forte

Un acido forte è una sostanza che ha una costante di dissociazione acida $(K_a)$ maggiore di 1; per rendersi conto di quanto questo valore sia alto, basti pensare che tutti gli altri acidi (a parte quelli chiamati super acidi) sono detti deboli e hanno una $K_a$ solitamente espressa tramite potenze negative di dieci.

## Acidi forti inorganici e loro basi coniugate

In soluzione acquosa gli acidi inorganici (ossiacidi e idracidi) forti sono:

* acido solforico $(H_2SO_4)$ (forte solo nella prima dissociazione)
* acido cloridrico (HCl, chiamato anche acido muriatico)
* acido nitrico $(HNO_3)$
* acido iodidrico (HI)
* acido perclorico $(HClO_4)$
* acido bromidrico (HBr)
* acido clorico $(HClO_3)$
* acido periodico $(HIO_4)$ (instabile in soluzione)
* acido perbromico $(HBrO_4)$ (instabile in soluzione)
* acido cromico $(H_2CrO_4)$ e acido dicromico $(H_2Cr_2O_7)$ (forti solo nella prima dissociazione, instabili in soluzione)
* acido permanganico $(HMnO_4)$ (instabile in soluzione)

Ognuno di questi prodotti chimici si ionizza completamente in acqua: ciò vuol dire che da 1 mol di uno di essi si ricava una soluzione acquosa contenente esattamente 1 mol di $H_3O^+.$ 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:

    ${\ce {H2SO4 + H2O -> HSO4- + H3O+}}$
    ${\ce {HCl + H2O -> Cl- + H3O+}}$
    ${\ce {HNO3 + H2O -> NO3- + H3O+}}$
    ${\ce {HI + H2O -> I- + H3O+}}$
    ${\ce {HClO4 + H2O -> ClO4- + H3O+}}$
    ${\ce {HBr + H2O -> Br- + H3O+}}$
    ${\ce {HClO3 + H2O -> ClO3- + H3O+}}$
    ${\ce {HIO4 + H2O -> IO4- + H3O+}}$
    ${\ce {HBrO4 + H2O -> BrO4- + H3O+}}$
    ${\ce {HCr2O4 + H2O -> Cr2O4- + H3O+}}$
    ${\ce {H2Cr2O7 + H2O -> HCr2O7- + H3O+}}$
    ${\ce {HMnO4 + H2O -> MnO4- + H3O+}}$

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 HSO−4, ovvero la base coniugata dell'acido solforico, è una base debole come Cr2O−4 (base coniugata dell'acido cromico) e $HCr_2O−7$ (base coniugata dell'acido dicromico).

