Hvilken er en stærkere syre: H3O + eller HCI?

Her er min mening, som kan være genstand for fejl, og korrektioner er meget velkomne:

Ved hjælp af definitionen af Brønsted er surhed tendensen til at give protoner. Dette, i modsætning til definitionen af Arrhenius, er ikke begrænset til vandige løsninger. Men hvis du gør har en vandig opløsning af en syre, sker der noget interessant: enhver syre HAc (eller base B) stærkere end H $ _3 $ O $ ^ + $ (eller OH $ ^ – $ ) adskiller sig fuldstændigt via:

$$ \ ce {H2O + HAc < = > H3O + + Ac-} $$ eller $$ \ ce {H2O + B < = > OH- + BH +} $$

Så den maksimale sure forbindelse i vand er hydroniumionen H $ _3 $ O $ ^ + $; man kunne for eksempel ikke differentiere vandige saltsyre- og perchlorsyreopløsninger efter pH. For at rangere meget stærke syrer efter deres syrestyrke anvendes ikke-vandige opløsninger til at bestemme dissociationskonstanterne, og de opnåede data overføres derefter omtrent til vand som et opløsningsmiddel. Bemærk også, at vi taler om opløsninger af syrer.

Specifikt for HCI kan vi betegne parene af konjugerede syrer og baser:

$$ \ ce {H2O ~ (~ base ~ 1) + HCI ~ (~ syre ~ 2) < = > H3O + ~ ( ~ syre ~ 1) + Cl- ~ (~ base ~ 2)} $$

Så vi kan sammenligne styrkerne af de to syrer: $ \ ce {HCl} $ og $ \ ce {H3O +} $. Vi ved, at denne ligevægt er forskudt til højre, så saltsyre er stærkere.

Meget sen redigering for at prøve og besvare kommentar fra MukulGoyal (desværre , han uddybede ikke sine spørgsmål), efter antal:

1. Er definitionen af surhed tende ncy til at give H + -ioner eller H3O + -ioner? Det ser ud til at have betydning her, for i første omgang vil H3O + ikke engang være surt i vand, da ligevægt H2O + H + — »H3O + har en meget høj ligevægtskonstant.

2. På samme måde, selv om opløsningsmidlet er NH3, ville ligevægtskonstanten af NH3 + H3O + — »NH4 + + H2O være meget lav på grund af samme grund, og derfor ville det faktisk være en meget svag syre.

3. Indebærer dit svar, at enhver syre, der har en Ka større end 1, vil være en stærkere syre end H3O +?

Først og fremmest skal du huske, at ligevægter er dynamiske .

1) Som jeg har nævnt, er surhed ifølge Brønsted tendensen til at afgive $ \ ce {H +} $. I $ \ ce {H2O} $, $ \ ce {H +} $ solvatiseres i gennemsnit af 6 vandmolekyler, hvilket giver anledning til arter som $ \ ce {H3O + (H2O) 6} $ (for mere information, se Wikipedia og dette ).

1) og 2) du synes at tale om dissociationen af $ \ ce {H3O +} $ Men du bruger udtryk som “meget høj” og “meget lav”, så det efter min mening bliver en slags vildledende diskussion.

Når du nævner

$$ \ ce {H2O + H + < = > H3O +} $$

du skal huske, at protonen skal komme et eller andet sted. Faktisk er det, du taler om der

$$ \ ce {H2O + H2O < = > H3O + + OH -} $$

som er autobeskyttelse af vand. Lad os bare beregne den ligevægtskonstant, du taler om hele tiden:

$$ K = \ cfrac {c (\ ce {H3O +}) ~ \ cdot ~ c (\ ce {OH-}) } {c ^ 2 ~ (\ ce {H2O})} $$

Nå, gæt hvad?Koncentrationen af vand (c = n / V = m / (V * M) = $ \ rho $ / M = 55,51 mol / L) forbliver omtrent konstant for rent vand og fortyndede opløsninger (fordi ikke mange vandmolekyler danner ioner ), så det bringes ind i konstanten, hvilket giver

$$ K_w = c (\ ce {H3O +}) ~ \ cdot ~ c (\ ce {OH -}) $$

$ K_w $ afhænger af temperaturen og er lig med $ 10 ^ {- 14} $ mol $ ^ 2 $ / L $ ^ {2} $ ved 25 ° C. Det forbliver konstant i rent vand og også i fortyndede opløsninger.

I rent vand hvor $ c (\ ce {H3O +}) = c (\ ce {OH -}) $, får vi derefter

$$ K_w = c ^ 2 ( \ ce {H3O +}) $$

og

$$ c (\ ce {H3O +}) = 1.0 * 10 ^ {- 7} ~ mol ~ / ~ L ~ $ $

som væsentligt kvantificerer hvad du, som jeg formoder, talte om, idet det fortæller dig koncentrationen af $ \ ce {H3O +} $ i autobeskyttelsesligevægten for rent vand. Forresten, fordi pH er defineret således:

$$ pH = -lg ~ c ~ (\ ce {H3O +}) $$

ved pH = 7 (neutral) , $ \ ce {H3O +} $ og $ \ ce {OH -} $ er ens. I fortyndede opløsninger kan du beregne den ene ved hjælp af den anden, når de ikke er ens.

Husk også, at i Brønsted – Lowry-teorien er syrer og baser defineret af den måde, de reagerer på hinanden, som nævnt i Wikipedia. Indtil videre har vi kun kigget på vand og dets autobeskyttelse, ingen opløsningsmidler og andre molekyler, der har deres egne syrer og basiske egenskaber.

2) Hvad angår den reaktion, du nævnte i ammoniak som opløsningsmiddel, skal det først og fremmest $ \ ce {H3O +} $ komme fra et sted (lad os forestille os, at vi taber en vandig opløsning af Saltsyre derinde). For det andet er jeg ikke sikker på, at konstant faktisk ville være, som du beskriver det – jeg tror, at her, ammoniak (som opfører sig amfolytisk), ville fungere som en base og med glæde acceptere en proton. Hvis nogen kan give indsigt i dette, ville det være godt.

3) Syrestyrke defineres ved hjælp af $ pK_a $, som er givet af $ pK_a $ = -lg $ K_a $. Fra min erfaring er $ pK_a $ defineret via koncentration, så $ pK_a $ af hydroniumioner er 0, og hvis det defineres via aktivitet, er det -1,7 ( -1,74, for at være mere præcis; tilsvarende for $ \ ce {OH -} $ er den analoge $ pK_b $ 14 via koncentration og 15,7 via aktivitet).

Kommer tilbage til dit spørgsmål om “Ka større end 1 “, det ser ud til at være rigtigt, fordi -lg (1) = 0.

Jeg henviser til en syre styrketabel, f.eks. her . Jeg vil også henvise til denne fremragende diskussion om sagen, hvor orthocresol forresten gav en hånd .

Også for at tilføje dette har stærke syrer $ pK_a $ < 0, mens svage syrer har $ pK_a $> 0 (igen, dette er via koncentration – for eksempel her på Wikipedia bruger de -1,74).

Alle, rettelser er meget velkomne!

Kommentarer

• Dette er et glimrende svar. Du vil måske bare afklare, hvad der sker med $ \ ce {HCl} $ i vandig opløsning dog for at undgå enhver forvirring.
• Tak for svaret, men jeg har 3 spørgsmål her: 1) Er definitionen af surhed tendensen til at give H + -ioner eller H3O + -ioner ? Det ser ud til at have betydning her, fordi i det første tilfælde vil H3O + ikke engang være surt i vand, da ligevægten H2O + H + — » H3O + har en meget høj ligevægtskonstant. 2) S ligesom selv om opløsningsmidlet er NH3, ville ligevægtskonstanten for NH3 + H3O + — » NH4 + + H2O være meget lav på grund af samme grund, og derfor ville det faktisk være en meget svag syre. 3) Indebærer dit svar, at enhver syre, der har en Ka større end 1, vil være en stærkere syre end H3O +?
• 1) Læs teorien om syrer og baser. Linket, som orthocresol gav, er et godt udgangspunkt. Ifølge Br ø nsted definitionen er syrer donorer af H +. Den ligevægt, du bemærkede, giver ikke ' t meget mening uden for sammenhængen, så præciser venligst hvad du mener – og hvorfor den skal have en høj konstant. 2) Hvad ville være en svag syre? H3O +? Hvordan skulle det eksistere i ammoniak? Hvorfor tror du, at denne ligevægt ville blive flyttet til venstre? 3) H3O + har en pKa på 0 (ikke Ka). Syrer med højere Ka (lavere pKa) er stærkere (rediger: skrev " lavere " før, at ' er forkert, havde også en forkert Ka-definition, undskyld).
• @MukulGoyal I ' vil gerne forbedre svaret, men du skal afklare for mig de ting, jeg nævnte om dine spørgsmål.
• @MukulGoyal Jeg ' har alligevel forsøgt at besvare din kommentar – måske hjælper det 🙂 Alle – jeg ' Vær meget taknemmelig for eventuelle rettelser 🙂