Mostra la font per a Hidràcid

[[Fitxer:Hydrochloric Acid.jpg|miniatura|Envàs antic d'[[àcid clorhídric]] del 36 % (aprox.).]]Un '''hidràcid''' és una [[Solució aquosa|dissolució aquosa]] d'un compost binari d'[[hidrogen]] amb [[No-metall|no-metalls]] que presenta propietats àcides. En un hidràcid, la [[Substància química|substància pura]] en si no és un [[àcid]], només actua com a tal quan està en solució, habitualment aquosa. És per això que, en estat pur, es considera un [[hidrur]] (com ara el [[clorur d'hidrogen]] HCl) i, en solució aquosa, un hidràcid (en aquest cas l'[[àcid clorhídric]] HCl(aq)). Tots els hidràcids són dissolucions transparents. El més emprat industrialment és l'àcid clorhídric.
Els hidràcids s'anomenen amb la paraula ''àcid'' més el radical propi de l'element no-metall acabat amb la terminació ''–hídric'', forma sufixada del mot grec ''hýdōr'' ‘aigua’,<ref>{{GDLC|nom=-hídric|consulta=5 abril 2024}}</ref> fent referència a la necessitat de la dissolució aquosa. Les dissolucions considerades hidràcids són vuit: l'[[àcid fluorhídric]] HF(aq), l'[[àcid clorhídric]] HCl(aq), l'[[àcid bromhídric]] HBr(aq), l'[[àcid iodhídric]] HI(aq), l'[[àcid sulfhídric]] H<sub>2</sub>S(aq), l'[[àcid selenhídric]] H<sub>2</sub>Se(aq), l'[[àcid tel·lurhídric]] H<sub>2</sub>Te(aq) i l'[[àcid cianhídric]] HCN(aq). Aquest darrer, però, és un cas especial, ja que, malgrat que l'anió cianur CN<sup>–</sup> no és monoatòmic com la resta, presenta un comportament químic idèntic al dels [[Halur|halurs]]. La força d'aquests àcids augmenta d'esquerra a dreta i de dalt a baix de la [[taula periòdica]] dels elements. L'àcid clorhídric, l'àcid bromhídric i l'àcid iodhídric es consideren àcids forts ([[constant d'acidesa]] K<sub>a</sub> >> 1 o [[PKa|pK<sub>a</sub>]] < –1), mentre que la resta són àcids febles.<ref>UNIVERSITAT POLITÈCNICA DE CATALUNYA; TERMCAT, CENTRE DE TERMINOLOGIA; ENCICLOPÈDIA CATALANA. ''Diccionari de química'' [en línia]. Barcelona: TERMCAT, Centre de Terminologia, cop. 2016-2023. (Diccionaris en Línia) (Ciència i Tecnologia) <http://www.termcat.cat/ca/diccionaris-en-linia/212></ref><ref>{{Ref-llibre|cognom=Hein|nom=M.|títol=Fundamentos de Química|data=1999|editorial=Euned|lloc=Mèxic|isbn=9789977640044|cognom2=Arena|nom2=S.|cognom3=González Pozo|nom3=V.}}</ref>

== Interacció amb l'aigua ==
[[Fitxer:Hydro fluric acid bottle.jpg|miniatura|Envàs d'[[àcid fluorhídric]] del 48 %.]]
En dissolució aquosa aquests composts d'hidrogen reaccionen amb l'aigua per a donar cations [[oxoni]] H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> i l'anió del no-metall, segons la [[Teoria àcid-base de Brønsted i Lowry|teoria àcid-base de Brønsted-Lowry]]. Pels hidràcids forts es produeix la reacció completa, mentre que pels febles s'estableix un equilibri químic. En són exemples:<ref name=":0">{{Ref-llibre|cognom=Oroz Funes|nom=J.|títol=Química|data=1987|editorial=SM|lloc=Madrid|isbn=843480798X}}</ref>

<chem display="block">HCl(aq) + H2O(l) -> H3O+(aq) + Cl^- (aq)</chem><chem display="block">HCN(aq) + H2O(l) <=> H3O+(aq) + CN^- (aq)</chem>

Des d'un punt de vista termodinàmic el procés de [[Heteròlisi|ruptura heterolítica]] de l'enllaç H—X en dos ions és un [[Reacció endotèrmica|procés endotèrmic]] amb variació d'[[entalpia]] positiva (Δ<sub>d</sub>H° > 0), requereix energia dissociar l'enllaç. Tanmateix, és una energia que es recupera amb la hidratació d'ambdós ions, ja que les hidratacions són processos exotèrmics amb entalpia negativa (Δ<sub>h</sub>H° < 0) perquè s'estableixen [[Força intermolecular|forces intermoleculars]] ió-dipol entre els ions i l'aigua. Malgrat que es representi el protó hidratat com el catió [[Oxidani|oxoni]] H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>, és una simplificació pel fet que queda envoltat de moltes més molècules d'aigua. Aquestes reaccions d'hidratació es poden escriure com:<ref name=":0" />

<chem display="block">H+ + nH2O -> [H(H2O)_{n}]+</chem><chem display="block">X- + mH2O -> [X(H2O)_{m}]-</chem>

Pel que cal a la variació d'[[entropia]], en la majoria dels casos es produeix un augment (ΔS° > 0), perquè hi ha un increment del desordre. Per tant, la reacció dels àcids forts amb l'aigua és un [[procés espontani]] perquè l'[[energia de Gibbs]] és negativa (ΔG° < 0). En el cas dels àcids febles és ΔG° > 0, com passa amb l'àcid fluorhídric (ΔG° = 4,3 kcal/mol).<ref name=":0" />

== Força dels hidràcids dels halògens ==
[[Fitxer:ADR80 UN1789 Hydrochloric acid.png|miniatura|Codis corresponents a l'[[àcid clorhídric]] (número UN 1789) dels transports. El 8 significa que és [[Corrosió|corrosiu]] i 0 que no presenta cap altre perill.]]
L'estabilitat de l'enllaç H—X depèn de la intensitat del [[camp elèctric]] creat per l'anió X<sup>–</sup>, i dita intensitat és funció de la càrrega i del radi iònic. La [[càrrega elèctrica]] és la mateixa en tots els anions dels [[Halogen|halògens]], –1, per la qual cosa la diferència d'intensitat només depèn del [[radi iònic]]. Com que la [[Llei de Coulomb|força de Coulomb]] és inversament proporcional al radi, a major radi, menys força d'atracció. Els radis iònics augmenten en davallar dins d'un grup de la [[taula periòdica]] (r(F<sup>–</sup>) = 133 pm; r(Cl<sup>–</sup>) = 181 pm; r(Br<sup>–</sup>) = 196 pm; r(I<sup>–</sup>)= 220 [[Picòmetre|pm]]), per la qual cosa els radis augmenten del fluorur F<sup>–</sup> al iodur I<sup>–</sup>.<ref name=":2">{{Ref-llibre|edició=93rd edition|títol=CRC handbook of chemistry and physics|url=https://www.worldcat.org/oclc/1056711407|lloc=Boca Raton, FL|isbn=978-1-4398-8050-0|llengua=en|data=2016|editorial=CRC Press|editor=William M. Haynes}}</ref> D'aquesta manera l'enllaç més feble és el del iodur d'hidrogen i serà l'àcid iodhídric l'àcid més fort i el fluorhídric el més feble: HF(aq) < HCl(aq) < HBr(aq) < HI(aq). L'àcid fluorhídric, el més feble, té un [[PKa|pK<sub>a</sub>]] = 3,20, i els valors dels altres són –8, –9 i –10, respectivament.<ref name=":1">{{Ref-llibre|títol=Encyclopedia of the alkaline earth compounds|editorial=Amsterdam : Elsevier|data=2013|isbn=978-0-444-59550-8|nom=R. C.|cognom=Ropp}}</ref>

== Força dels hidràcids dels calcògens ==
Pels [[Calcogen|calcògens]] el raonament és idèntic al dels halògens. En aquest cas, però, la càrrega dels anions és –1 per la pèrdua del primer protó i –2 si perden ambdós (més difícil), per la qual cosa el camp és el doble d'intens per a un mateix radi iònic. Els radis augmenten igual (r(S<sup>2–</sup>) = 184 [[Picòmetre|pm]]; r(Se<sup>2–</sup>) = 198 pm; r(Te<sup>2–</sup>) = 221 pm), davallant dins del grup dels calcògens a la taula periòdica. Com que els enllaços són més forts els àcids són més febles perquè és més difícil rompre l'enllaç amb l'hidrogen.<ref name=":0" /> Els valors dels pK<sub>a</sub> de la pèrdua del primer hidrogen són pK<sub>a</sub>(H<sub>2</sub>S) = 7,05 > pK<sub>a</sub>(H<sub>2</sub>Se) = 3,89 > pK<sub>a</sub>(H<sub>2</sub>Te) = 2,64.<ref name=":2" />

== Força de l'àcid cianhídric ==
L'[[àcid cianhídric]] presenta un pK<sub>a</sub> de 9,21 essent, per tant, el més feble de tots els hidràcids.<ref name=":2" />

== Referències ==
{{Referències}}

{{Autoritat}}

{{ORDENA:Hidracid}}
[[Categoria:Hidràcids| ]]