Pourquoi certains acides comme l'acide sulfurique ils sont plus forts que d'autres comme l'acide citrique même si tous les deux ils font des ions hydrogène ?
A mineral acid is an acid derived from one or more inorganic compounds, as opposed to organic acids which are acidic, organic compounds. All mineral acids form hydrogen ions and the conjugate base when dissolved in water.
Force d'un acide

La force d'un acide fait référence à sa capacité ou à sa tendance à perdre un proton. Un acide fort est celui qui se dissocie complètement dans l'eau ; en d'autres termes, une mole d'un acide fort HA se dissout dans l'eau en produisant une mole de H et une mole de la base conjuguée, A, et aucune molécule d'acide protoné HA. Au contraire, un acide faible se dissocie partiellement et, à l'équilibre, à la fois l'acide et la base conjuguée sont en solution. Les exemples d'acides forts sont l'acide chlorhydrique (HCl), l'acide iodhydrique (HI), l'acide bromhydrique (HBr), l'acide perchlorique (HClO₄), l'acide nitrique (HNO₃) et l'acide sulfurique (H₂SO₄). Dans l'eau, chacun de ces acides se dissocie essentiellement à 100 %. Plus un acide est fort, plus il perd facilement un proton, H. Deux facteurs clés qui contribuent à la facilité de déprotonation sont la polarité de la liaison H—A et la taille de l'atome A, qui détermine la force de la liaison H—A. Les forces acides sont également souvent discutées en termes de stabilité de la base conjuguée.

Les acides plus forts ont une constante de dissociation acide plus importante, K, et un pK plus faible que les acides plus faibles.

Les acides sulfoniques, qui sont des oxyacides organiques, sont une classe d'acides forts. Un exemple courant est l'acide toluènesulfonique (acide tosylique). Contrairement à l'acide sulfurique lui-même, les acides sulfoniques peuvent être des solides. En fait, le polystyrène fonctionnalisé en polystyrène sulfonate est un plastique fortement acide et filtrable.

Les superacides sont des acides plus forts que 100 % d'acide sulfurique. Des exemples de superacides sont l'acide fluoroantimonnique, l'acide magique et l'acide perchlorique. L'acide le plus fort connu est l'ion hydrure d'hélium, avec une affinité pour le proton de 177,8 kJ/mol. Les superacides peuvent protoner de manière permanente l'eau pour former des "sels" hydronium ioniques et cristallins. Ils peuvent également stabiliser quantitativement les carbocations.

Alors que K mesure la force d'un composé acide, la force d'une solution aqueuse d'acide est mesurée par le pH, qui est une indication de la concentration en hydronium dans la solution. Le pH d'une solution simple d'un composé acide dans l'eau est déterminé par la dilution du composé et le K du composé.
### Query ###
Pourquoi certains acides comme l'acide sulfurique ils sont plus forts que d'autres comme l'acide citrique même si tous les deux ils font des ions hydrogène ?

### Main Text ###
A mineral acid is an acid derived from one or more inorganic compounds, as opposed to organic acids which are acidic, organic compounds. All mineral acids form hydrogen ions and the conjugate base when dissolved in water.

### Supplementary Text ###
Force d'un acide

La force d'un acide fait référence à sa capacité ou à sa tendance à perdre un proton. Un acide fort est celui qui se dissocie complètement dans l'eau ; en d'autres termes, une mole d'un acide fort HA se dissout dans l'eau en produisant une mole de H et une mole de la base conjuguée, A, et aucune molécule d'acide protoné HA. Au contraire, un acide faible se dissocie partiellement et, à l'équilibre, à la fois l'acide et la base conjuguée sont en solution. Les exemples d'acides forts sont l'acide chlorhydrique (HCl), l'acide iodhydrique (HI), l'acide bromhydrique (HBr), l'acide perchlorique (HClO₄), l'acide nitrique (HNO₃) et l'acide sulfurique (H₂SO₄). Dans l'eau, chacun de ces acides se dissocie essentiellement à 100 %. Plus un acide est fort, plus il perd facilement un proton, H. Deux facteurs clés qui contribuent à la facilité de déprotonation sont la polarité de la liaison H—A et la taille de l'atome A, qui détermine la force de la liaison H—A. Les forces acides sont également souvent discutées en termes de stabilité de la base conjuguée.

Les acides plus forts ont une constante de dissociation acide plus importante, K, et un pK plus faible que les acides plus faibles.

Les acides sulfoniques, qui sont des oxyacides organiques, sont une classe d'acides forts. Un exemple courant est l'acide toluènesulfonique (acide tosylique). Contrairement à l'acide sulfurique lui-même, les acides sulfoniques peuvent être des solides. En fait, le polystyrène fonctionnalisé en polystyrène sulfonate est un plastique fortement acide et filtrable.

Les superacides sont des acides plus forts que 100 % d'acide sulfurique. Des exemples de superacides sont l'acide fluoroantimonnique, l'acide magique et l'acide perchlorique. L'acide le plus fort connu est l'ion hydrure d'hélium, avec une affinité pour le proton de 177,8 kJ/mol. Les superacides peuvent protoner de manière permanente l'eau pour former des "sels" hydronium ioniques et cristallins. Ils peuvent également stabiliser quantitativement les carbocations.

Alors que K mesure la force d'un composé acide, la force d'une solution aqueuse d'acide est mesurée par le pH, qui est une indication de la concentration en hydronium dans la solution. Le pH d'une solution simple d'un composé acide dans l'eau est déterminé par la dilution du composé et le K du composé.

### Draft ###

### 1. Query Parsing

"Pourquoi certains acides comme l'acide sulfurique ils sont plus forts que d'autres comme l'acide citrique même si tous les deux ils font des ions hydrogène ?"

→ User assumes H⁺ production = acid strength. False premise. Need to correct misconception first.

Key translation nuance: "font des ions hydrogène" = produce hydrogen ions. But quantity ≠ quality.

### 2. Initial Correction

Both H₂SO₄ and C₆H₈O₇COOH (citric acid) → H₃O⁺ in water. ✓

But dissociation extent differs dramatically:

H₂SO₄: H₂SO₄ + H₂O → HSO₄⁻ + H₃O⁺ (first step)
          HSO₄⁻ + H₂O → SO₄²⁻ + H₃O⁺ (second step)
          
Citric acid: H₃C₆H₅O₇COOH + H₂O ⇌ H₂C₆H₅O₇COO⁻ + H₃O⁺

※ Complete vs partial dissociation

### 3. Acid Strength Fundamentals

Acid strength = tendency to donate protons (Brønsted-Lowry)

Measured via:
- Acid dissociation constant (Ka)  
- pKa = -log(Ka)
- Percent dissociation (% ionization)

H₂SO₄: Ka₁ ≈ 10⁶, Ka₂ ≈ 10² → pKa₁ ≈ -2, pKa₂ ≈ 2
Citric acid: pKa₁ ≈ 3.1, pKa₂ ≈ 4.8, pKa₃ ≈ 6.4

∴ H₂SO₄ completely ionizes (at least first H⁺), citric acid only partially.

### 4. Physical Chemistry Factors

Why different dissociation behavior?

**H₂SO₄ advantages:**
- Highly polar O-H bonds
- Small, electronegative O²⁻ ligands stabilize conjugate base  
- Strong H-bonding between water and SO₄²⁻

**Citric acid limitations:**
- Multiple carboxyl groups compete for H⁺
- Large molecular size
- Less favorable solvation

⟨H≈0.8⟩ *The dance of electrons around oxygen atoms, the tug-of-war between hydrogen bonds, the molecular geometry dictating accessibility... H₂SO₄'s compact, symmetrical architecture versus citric acid's sprawling, multi-functional scaffold. Thermodynamics written in molecular architecture.*

### 5. Practical Implications

Acid strength → application differences:
- H₂SO₄: batteries, industrial processes, dehydration
- Citric acid: food additives, buffers, pharmaceuticals

! Key insight: Complete dissociation ≠ stronger acid if equilibrium keeps shifting back

### 6. Verification & Synthesis

User's confusion understandable - both produce H₃O⁺. But:

☑ Extent of dissociation matters
☑ Thermodynamic favorability determines equilibrium position  
☑ Physical properties (polarity, size, solvation) influence dissociation

H₂SO₄ stronger because:
1. Complete first-step dissociation
2. Favorable thermodynamics
3. Kinetic accessibility
4. Better solvation of products

Despite both forming H₃O⁺, H₂SO₄ achieves higher [H₃O⁺] at equilibrium due to stronger H-A bond breaking and more favorable energetics.

∴ Acid strength ≠ H⁺ production quantity. Acid strength = equilibrium position + reaction extent.

### Answer###
Votre question touche à un point fondamental de la chimie des acides. En réalité, tous les acides minéraux ne se comportent pas de la même manière lorsqu'ils se dissolvent dans l'eau.

L'acide sulfurique et l'acide citrique, malgré leur capacité à former des ions hydrogène, diffèrent considérablement dans leur comportement. L'acide sulfurique est un acide fort, ce qui signifie qu'il se dissocie complètement dans l'eau. Quand une mole d'acide sulfurique se dissout, elle produit une mole d'ions hydrogène et une mole d'ions sulfate sans laisser de molécules d'acide sulfurique intactes.

L'acide citrique, en revanche, est un acide faible, qui ne se dissocie que partiellement dans l'eau. À l'équilibre, on retrouve donc à la fois de l'acide citrique et sa base conjuguée en solution simultanément.

La force d'un acide dépend de sa capacité à perdre facilement un proton. Cette facilité est déterminée par plusieurs facteurs, notamment la polarité de la liaison entre l'atome d'hydrogène et l'acide, ainsi que la taille de cet atome qui influence la force de cette liaison.

Les acides forts comme l'acide sulfurique ont une constante de dissociation acide plus élevée et un pKa plus faible que les acides faibles. Cette différence explique pourquoi l'acide sulfurique est beaucoup plus réactif et "plus fort" que l'acide citrique, malgré le fait que tous deux forment des ions hydrogène dans l'eau.