Qual è un acido più forte: H3O + o HCl?

Ecco la mia opinione, che può essere soggetta a errori e le correzioni sono molto gradite:

Usando la definizione di Brønsted, lacidità è la tendenza a emettere protoni. Questo, a differenza della definizione di Arrhenius, non è limitato alle soluzioni acquose. Tuttavia, se hai una soluzione acquosa di un acido, accade qualcosa di interessante: qualsiasi acido HAc (o base B) più forte di H $ _3 $ O $ ^ + $ (o OH $ ^ – $ ) si dissocia completamente tramite:

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

Quindi il composto acido massimo in acqua è lo ione idronio H $ _3 $ O $ ^ + $; non è possibile, ad esempio, differenziare le soluzioni acquose di acido cloridrico e perclorico in base al pH. Per classificare gli acidi molto forti in base alla loro forza acida, vengono utilizzate soluzioni non acquose per determinare le costanti di dissociazione e i dati ottenuti vengono quindi trasferiti approssimativamente sullacqua come un solvente. Si noti inoltre che stiamo parlando di soluzioni di acidi.

Nello specifico per HCl, possiamo indicare le coppie di acidi e basi coniugati:

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

Quindi possiamo confrontare i punti di forza dei due acidi: $ \ ce {HCl} $ e $ \ ce {H3O +} $. Sappiamo che questo equilibrio è spostato a destra, quindi lacido cloridrico è più forte.

Modifica molto tardi per cercare di rispondere al commento di MukulGoyal (sfortunatamente , non ha approfondito le sue domande), per numero:

1. È la definizione di acidità che tende ncy per dare ioni H + o ioni H3O +? Questo sembra importare qui perché nel primo caso H3O + non sarà nemmeno acido in acqua poiché lequilibrio H2O + H + — »H3O + ha una costante di equilibrio molto alta.

2. Allo stesso modo, anche se il solvente è NH3, la costante di equilibrio di NH3 + H3O + — »NH4 + + H2O sarebbe molto bassa per lo stesso motivo, e quindi sarebbe in realtà essere un acido molto debole.

3. La tua risposta implica che qualsiasi acido che ha un Ka maggiore di 1 sarà un acido più forte di H3O +?

Prima di tutto, ricorda che gli equilibri sono dinamici .

1) Come ho già detto, lacidità, secondo Brønsted, è la tendenza a emanare $ \ ce {H +} $. In $ \ ce {H2O} $, $ \ ce {H +} $ sono solvatati, in media, da 6 molecole dacqua, dando origine a specie come $ \ ce {H3O + (H2O) 6} $ (per maggiori informazioni, controlla Wikipedia e this ).

1) e 2) sembra che tu stia parlando della dissociazione di $ \ ce {H3O +} $ Tuttavia, stai usando termini come “molto alto” e “molto basso”, quindi, a mio parere, diventa una specie di discussione fuorviante.

Quando si menziona

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

devi ricordare che il protone deve provenire da qualche parte. In effetti, quello di cui stai parlando è

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

che è lautoprotonazione dellacqua. Calcoliamo solo quella costante di equilibrio di cui parli sempre:

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

Bene, indovina un po ?La concentrazione di acqua (c = n / V = m / (V * M) = $ \ rho $ / M = 55,51 mol / L) rimane pressoché costante per acqua pura e soluzioni diluite (perché poche molecole dacqua formano ioni ), quindi viene portato nella costante, ottenendo

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

$ K_w $ dipende dalla temperatura ed è uguale a $ 10 ^ {- 14} $ mol $ ^ 2 $ / L $ ^ {2} $ a 25 ° C. Rimane costante in acqua pura e anche in soluzioni diluite.

In acqua pura dove $ c (\ ce {H3O +}) = c (\ ce {OH -}) $, otteniamo

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

e

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

che quantifica essenzialmente ciò di cui, come sospetto, stavi parlando, in quanto ti dice la concentrazione di $ \ ce {H3O +} $ nellequilibrio di autoprotonazione per lacqua pura. A proposito, perché il pH è definito in questo modo:

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

a pH = 7 (neutro) , $ \ ce {H3O +} $ e $ \ ce {OH -} $ sono uguali. Nelle soluzioni diluite, quando non sono uguali, puoi calcolarne una usando laltra.

Inoltre, ricorda che nella teoria di Brønsted-Lowry gli acidi e le basi sono definiti dal modo in cui reagiscono tra loro, come menzionato in Wikipedia. Finora abbiamo esaminato solo lacqua e la sua autoprotonazione, nessun solvente e altre molecole, che hanno le loro acidità e basicità.

2) Per quanto riguarda la reazione che hai menzionato nellammoniaca come solvente, beh, prima di tutto $ \ ce {H3O +} $ deve provenire da qualche parte (immaginiamo di far cadere una soluzione acquosa di in secondo luogo, non sono sicuro che la costante sarebbe effettivamente come la descrivi tu – penso che qui, lammoniaca (che si comporta come anfolitico) agirebbe come una base e accetterebbe abbastanza felicemente un protone. Se qualcuno può fornire informazioni su questo, sarebbe fantastico.

3) La forza dellacido è definita usando $ pK_a $, che è dato da $ pK_a $ = -lg $ K_a $. Dalla mia esperienza, se $ pK_a $ è definito tramite concentrazione, allora $ pK_a $ di ioni idronio è 0, e se è definito tramite attività, è -1,7 ( -1,74, per essere più precisi; allo stesso modo, per $ \ ce {OH -} $, lanalogo $ pK_b $ è 14 tramite concentrazione e 15,7 tramite attività).

Tornando alla tua domanda su “Ka maggiore di 1 “, sembra corretto, perché -lg (1) = 0.

Ti rimando a un acido tabella di intensità, ad esempio, qui . Inoltre, vorrei fare riferimento a questa eccellente discussione sullargomento, dove, tra laltro, orthocresol ha dato una mano .

Inoltre, solo per aggiungere questo, gli acidi forti hanno $ pK_a $ < 0, mentre gli acidi deboli hanno $ pK_a $> 0 (di nuovo, questo è tramite concentrazione – ad esempio, qui su Wikipedia usano -1.74).

Tutti, le correzioni sono molto benvenute!

Commenti

• Questa è unottima risposta. Potresti semplicemente chiarire cosa succede a $ \ ce {HCl} $ in soluzione acquosa anche se per evitare confusione.
• Grazie per la risposta ma ho 3 domande qui: 1) La definizione di acidità è la tendenza a dare ioni H +, o ioni H3O + ? Questo sembra importare qui perché nel primo caso H3O + non sarà nemmeno acido in acqua poiché lequilibrio H2O + H + — » H3O + ha una costante di equilibrio molto alta. 2) S analogamente anche se il solvente è NH3, la costante di equilibrio di NH3 + H3O + — » NH4 + + H2O sarebbe molto bassa per lo stesso motivo, e quindi sarebbe effettivamente un acido molto debole. 3) La tua risposta implica che qualsiasi acido che ha un Ka maggiore di 1 sarà un acido più forte di H3O +?
• 1) Leggi la teoria su acidi e basi. Il collegamento fornito da orthocresol è un buon punto di partenza. Secondo la definizione di Br ø nsted, gli acidi sono donatori di H +. Lequilibrio che hai notato ' non ha molto senso fuori contesto, quindi per favore chiarisci cosa intendi e perché dovrebbe avere una costante alta. 2) Cosa sarebbe un acido debole? H3O +? Come sarebbe potuto esistere nellammoniaca? Perché pensi che questo equilibrio verrebbe spostato a sinistra? 3) H3O + ha un pKa di 0 (non Ka). Gli acidi con Ka maggiore (pKa inferiore) sono più forti (modifica: ha scritto " inferiore " prima, che ' è sbagliato, avevo anche una definizione di Ka sbagliata, mi dispiace).
• @MukulGoyal I ' vorrei migliorare la risposta, ma devi chiariscimi le cose che ho menzionato sulle tue domande.
• @MukulGoyal Ho ' ho tentato comunque di rispondere al tuo commento – forse questo aiuta 🙂 Tutti – Io ' sarei molto grato per eventuali correzioni 🙂