Quel est un acide plus fort: H3O + ou HCl?

Voici mon avis, qui peut être sujet à des erreurs et des corrections sont les bienvenues:

En utilisant la définition de Brønsted, lacidité est la tendance à émettre des protons. Ceci, contrairement à la définition dArrhenius, nest pas limité aux solutions aqueuses. Cependant, si vous avez une solution aqueuse dun acide, quelque chose dintéressant se produit: tout acide HAc (ou base B) plus fort que H $ _3 $ O $ ^ + $ (ou OH $ ^ – $ ) se dissocie complètement via:

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

Ainsi, le composé acide maximal dans leau est lion hydronium H $ _3 $ O $ ^ + $; vous ne pourriez pas, par exemple, différencier les solutions aqueuses dacide chlorhydrique et perchlorique par pH. Pour classer les acides très forts par leur force acide, des solutions non aqueuses sont utilisées pour déterminer les constantes de dissociation et les données obtenues sont ensuite transférées approximativement sur leau comme un solvant. Notez également que nous parlons de solutions dacides.

Plus précisément pour HCl, nous pouvons désigner les paires dacides conjugués et de bases:

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

Nous pouvons donc comparer les forces des deux acides: $ \ ce {HCl} $ et $ \ ce {H3O +} $. Nous savons que cet équilibre est déplacé vers la droite, donc lacide chlorhydrique est plus fort.

Modification très tardive pour essayer de répondre au commentaire de MukulGoyal (malheureusement , il na pas précisé ses questions), par numéro:

1. La définition de lacidité est-elle la tendance ncy pour donner des ions H + ou des ions H3O +? Cela semble important ici parce que dans le premier cas H3O + ne sera même pas acide dans leau car léquilibre H2O + H + — »H3O + a une constante déquilibre très élevée.

2. De même, même si le solvant est NH3, la constante déquilibre de NH3 + H3O + — »NH4 + + H2O serait très faible pour la même raison, et donc être en fait un acide très faible.

3. Votre réponse implique-t-elle que tout acide qui a un Ka supérieur à 1 sera un acide plus fort que H3O +?

Tout dabord, noubliez pas que les équilibres sont dynamiques .

1) Comme je lai mentionné, lacidité, selon Brønsted, est la tendance à dégager $ \ ce {H +} $. Dans $ \ ce {H2O} $, $ \ ce {H +} $ sont solvatés, en moyenne, par 6 molécules deau, donnant naissance à des espèces comme $ \ ce {H3O + (H2O) 6} $ (pour plus dinformations, consultez Wikipedia et this ).

1) et 2) vous semblez parler de la dissociation de $ \ ce {H3O +} $ Cependant, vous utilisez des termes comme «très élevé» et «très faible», de sorte que, à mon avis, cela devient une sorte de discussion trompeuse.

Lorsque vous mentionnez

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

vous devez vous rappeler que le proton doit venir de quelque part. En fait, ce dont vous parlez, cest

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

qui est lautoprotonation de leau. Calculons simplement la constante déquilibre dont vous parlez tout le temps:

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

Eh bien, devinez quoi?La concentration deau (c = n / V = m / (V * M) = $ \ rho $ / M = 55,51 mol / L) reste à peu près constante pour leau pure et les solutions diluées (car peu de molécules deau forment des ions ), donc il est introduit dans la constante, ce qui donne

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

$ K_w $ dépend de la température et équivaut à 10 $ ^ {- 14} $ mol $ ^ 2 $ / L $ ^ {2} $ à 25 ° C. Il reste constant dans leau pure et également dans les solutions diluées.

Dans leau pure où $ c (\ ce {H3O +}) = c (\ ce {OH -}) $, on obtient alors

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

et

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

qui quantifie essentiellement ce dont vous parliez, comme je suppose, en ce quil vous indique la concentration de $ \ ce {H3O +} $ dans léquilibre dautoprotonation pour leau pure. Au fait, parce que le pH est défini comme ceci:

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

à pH = 7 (neutre) , $ \ ce {H3O +} $ et $ \ ce {OH -} $ sont égaux. Dans les solutions diluées, lorsquelles ne sont pas égales, vous pouvez calculer lune en utilisant lautre.

De plus, rappelez-vous que dans la théorie de Brønsted – Lowry, les acides et les bases sont définis par la manière dont ils réagissent les uns avec les autres, comme mentionné dans Wikipedia. Jusquà présent, nous navons regardé que leau et son autoprotonation, pas de solvants et autres molécules, qui ont leurs propres acidités et basicités.

2) En ce qui concerne la réaction que vous avez mentionnée dans lammoniac comme solvant, eh bien, tout dabord, $ \ ce {H3O +} $ doit venir de quelque part (imaginons que nous déposions une solution aqueuse de Deuxièmement, je ne suis pas sûr que cette constante soit réellement telle que vous la décrivez – je pense quici, lammoniac (qui se comporte ampholytique) agirait comme une base et accepterait assez volontiers un proton. Si quelquun peut donner un aperçu de cela, ce serait formidable.

3) La force acide est définie en utilisant $ pK_a $, qui est donné par $ pK_a $ = -lg $ K_a $. Daprès mon expérience, si $ pK_a $ est défini par concentration, alors $ pK_a $ dions hydronium vaut 0, et sil est défini par activité, il vaut -1,7 ( -1,74, pour être plus exact; de même, pour $ \ ce {OH -} $, lanalogue $ pK_b $ est 14 via la concentration et 15,7 via lactivité).

Revenons à votre question sur « Ka supérieur à 1 « , cela semble à peu près correct, car -lg (1) = 0.

Je vous réfère à un acide tableau des effectifs, par exemple, ici . De plus, je « voudrais vous renvoyer à cette excellente discussion sur le sujet, où, d’ailleurs, l’orthocrésol a prêté main-forte .

Aussi, juste pour ajouter ceci, les acides forts ont $ pK_a $ < 0, tandis que les acides faibles ont $ pK_a $> 0 (encore une fois, cest par concentration – par exemple, ici sur Wikipedia ils utilisent -1,74).

Tout le monde, les corrections sont les bienvenues!

Commentaires

• Cest une excellente réponse. Vous voudrez peut-être simplement clarifier ce qui arrive à $ \ ce {HCl} $ en solution aqueuse pour éviter toute confusion.
• Merci pour la réponse mais jai 3 questions ici: 1) La définition de lacidité est-elle la tendance à donner des ions H +, ou des ions H3O + ? Cela semble important ici car dans le premier cas H3O + ne sera même pas acide dans leau car léquilibre H2O + H + — » H3O + a une constante déquilibre très élevée. 2) S imilairement même si le solvant est NH3, la constante déquilibre de NH3 + H3O + — » NH4 + + H2O serait très faible pour la même raison, et donc ce serait en fait un acide très faible. 3) Votre réponse implique-t-elle que tout acide qui a un Ka supérieur à 1 sera un acide plus fort que H3O +?
• 1) Lisez la théorie sur les acides et les bases. Le lien que lorthocrésol a donné est un bon point de départ. Selon la définition Br ø nsted, les acides sont des donneurs de H +. Léquilibre que vous avez noté na pas ' t avoir beaucoup de sens hors contexte, veuillez donc clarifier ce que vous voulez dire – et pourquoi il devrait avoir une constante élevée. 2) Quel serait un acide faible? H3O +? Comment cela existerait-il dans lammoniac? Pourquoi pensez-vous que cet équilibre serait déplacé vers la gauche? 3) H3O + a un pKa de 0 (pas Ka). Les acides avec un Ka plus élevé (pKa inférieur) sont plus forts (modifier: a écrit " " avant, que ' est faux, a également eu une mauvaise définition Ka, désolé).
• @MukulGoyal Je ' Jaimerais améliorer la réponse, mais vous devez clarifiez pour moi les choses que jai mentionnées à propos de vos questions.
• @MukulGoyal Jai ' essayé de répondre à votre commentaire de toute façon – peut-être que cela aide 🙂 Tout le monde – Je ' Merci beaucoup pour toute correction 🙂