¿Cuál es un ácido más fuerte: H3O + o HCl?

Aquí está mi opinión, que puede estar sujeta a errores y las correcciones son bienvenidas:

Usando la definición de Brønsted, la acidez es la tendencia a emitir protones. Esto, a diferencia de la definición de Arrhenius, no se limita a soluciones acuosas. Sin embargo, si sí tiene una solución acuosa de un ácido, sucede algo interesante: cualquier ácido HAc (o base B) más fuerte que H $ _3 $ O $ ^ + $ (o OH $ ^ – $ ) se disocia completamente a través de:

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

Por tanto, el compuesto ácido máximo en el agua es el ion hidronio H $ _3 $ O $ ^ + $; Por ejemplo, no podría diferenciar las soluciones acuosas de ácido clorhídrico y perclórico por pH. Para clasificar los ácidos muy fuertes por su fuerza ácida, se utilizan soluciones no acuosas para determinar las constantes de disociación y los datos obtenidos se transfieren aproximadamente al agua como un solvente. También tenga en cuenta que estamos hablando de soluciones de ácidos.

Específicamente para HCl, podemos denotar los pares de ácidos y bases conjugados:

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

Por tanto, podemos comparar las concentraciones de los dos ácidos: $ \ ce {HCl} $ y $ \ ce {H3O +} $. Sabemos que este equilibrio se desplaza hacia la derecha, por lo que el ácido clorhídrico es más fuerte.

Edición muy tardía para intentar responder al comentario de MukulGoyal , no dio más detalles sobre sus preguntas), por número:

1. ¿Es la definición de acidez la tendencia ¿Es posible dar iones H + o iones H3O +? Eso parece importar aquí porque en el primer caso el H3O + ni siquiera será ácido en el agua, ya que el equilibrio H2O + H + — »H3O + tiene una constante de equilibrio muy alta.

2. De manera similar, incluso si el solvente es NH3, la constante de equilibrio de NH3 + H3O + — »NH4 + + H2O sería muy baja debido a la misma razón, y por lo tanto sería en realidad, ser un ácido muy débil.

3. ¿Su respuesta implica que cualquier ácido que tenga un Ka mayor que 1 será un ácido más fuerte que el H3O +?

Antes que nada, recuerde que los equilibrios son dinámicos .

1) Como he mencionado, la acidez, según Brønsted, es la tendencia a emitir $ \ ce {H +} $. En $ \ ce {H2O} $, $ \ ce {H +} $ están solvatados, en promedio, por 6 moléculas de agua, dando lugar a especies como $ \ ce {H3O + (H2O) 6} $ (para obtener más información, consulte Wikipedia y this ).

1) y 2) parece que estás hablando de la disociación de $ \ ce {H3O +} $ Sin embargo, estás usando términos como «muy alto» y «muy bajo», por lo que, en mi opinión, se convierte en una especie de discusión engañosa.

Cuando menciona

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

debes recordar que el protón tiene que venir de algún lado. De hecho, de lo que estás hablando es de

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

que es la autoprotonación del agua. Calculemos la constante de equilibrio de la que habla todo el tiempo:

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

Bueno, ¿adivina qué?La concentración de agua (c = n / V = m / (V * M) = $ \ rho $ / M = 55,51 mol / L) permanece aproximadamente constante para agua pura y soluciones diluidas (porque no muchas moléculas de agua forman iones ), por lo que se lleva a la constante, lo que produce

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

$ K_w $ depende de la temperatura y es igual a $ 10 ^ {- 14} $ mol $ ^ 2 $ / L $ ^ {2} $ a 25 ° C. Permanece constante en agua pura y también en soluciones diluidas.

En agua pura donde $ c (\ ce {H3O +}) = c (\ ce {OH -}) $, obtenemos

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

y

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

que cuantifica esencialmente lo que usted, como sospecho, estaba hablando, ya que le dice la concentración de $ \ ce {H3O +} $ en el equilibrio de autoprotonación para agua pura. Por cierto, porque el pH se define así:

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

a pH = 7 (neutro) , $ \ ce {H3O +} $ y $ \ ce {OH -} $ son iguales. En soluciones diluidas, cuando no son iguales, se puede calcular una con la otra.

Además, recuerde que en la teoría de Brønsted-Lowry los ácidos y las bases se definen por la forma en que reaccionan entre sí, como se menciona en Wikipedia. Hasta ahora, solo hemos analizado el agua y su autoprotonación, sin disolventes y otras moléculas, que tienen sus propios ácidos y basicidades.

2) En cuanto a la reacción que mencionaste en el amoníaco como solvente, bueno, primero que nada, $ \ ce {H3O +} $ debe provenir de algún lado (imaginemos que dejamos caer una solución acuosa de ácido clorhídrico allí). En segundo lugar, no estoy seguro de que la constante sea realmente como la describe; creo que aquí, el amoníaco (que se comporta como anfolítico) actuaría como una base y aceptaría un protón con bastante alegría. Si alguien puede proporcionar información sobre esto, sería genial.

3) La fuerza del ácido se define mediante $ pK_a $, que viene dado por $ pK_a $ = -lg $ K_a $. Según mi experiencia, si $ pK_a $ se define mediante la concentración, entonces $ pK_a $ de iones de hidronio es 0, y si se define mediante la actividad, es -1,7 ( -1.74, para ser más exactos; de manera similar, para $ \ ce {OH -} $, el $ pK_b $ análogo es 14 a través de la concentración y 15.7 a través de la actividad).

Volviendo a su pregunta sobre «Ka mayor que 1 «, parece correcto, porque -lg (1) = 0.

Te recomiendo un ácido tabla de fuerza, por ejemplo, aquí . Además, me gustaría referirlo a esta excelente discusión sobre el tema, donde, por cierto, Orthocresol echó una mano .

Además, solo para agregar esto, los ácidos fuertes tienen $ pK_a $ < 0, mientras que los ácidos débiles tienen $ pK_a $> 0 (nuevamente, esto es a través de la concentración, por ejemplo, aquí en Wikipedia usan -1.74).

¡Todos, las correcciones son bienvenidas!

Comentarios

• Esta es una excelente respuesta. Es posible que desee aclarar lo que le sucede a $ \ ce {HCl} $ en solución acuosa para evitar confusiones.
• Gracias por la respuesta, pero tengo 3 preguntas aquí: 1) ¿La definición de acidez es la tendencia a dar iones H + o iones H3O +? ? Eso parece importar aquí porque en el primer caso H3O + ni siquiera será ácido en el agua, ya que el equilibrio H2O + H + — » H3O + tiene una constante de equilibrio muy alta. 2) S De manera similar, incluso si el solvente es NH3, la constante de equilibrio de NH3 + H3O + — » NH4 + + H2O sería muy baja debido a la misma razón, y por lo tanto, en realidad sería una ácido muy débil. 3) ¿Su respuesta implica que cualquier ácido que tenga un Ka mayor que 1 será un ácido más fuerte que el H3O +?
• 1) Lea la teoría sobre ácidos y bases. El vínculo proporcionado por el ortocresol es un buen punto de partida. Según la definición de Br ø nsted, los ácidos son donantes de H +. El equilibrio que anotó no ' no tiene mucho sentido fuera de contexto, así que aclare lo que quiere decir y por qué debería tener una constante alta. 2) ¿Qué sería un ácido débil? H3O +? ¿Cómo llegaría a existir eso en el amoníaco? ¿Por qué cree que este equilibrio se desplazaría hacia la izquierda? 3) H3O + tiene un pKa de 0 (no Ka). Los ácidos con Ka más alto (pKa más bajo) son más fuertes (editar: escribí " más bajo " antes, que ' s incorrecto, también tenía una definición de Ka incorrecta, lo siento).
• @MukulGoyal Me ' me gustaría mejorar la respuesta, pero necesitas aclareme las cosas que mencioné acerca de sus preguntas.
• @MukulGoyal Yo ' he intentado responder a su comentario de todos modos – tal vez esto ayude 🙂 Todos – Yo ' Estaría muy agradecido por cualquier corrección 🙂