Wat is een sterker zuur: H3O + of HCl?

Hier is mijn mening, die onderhevig kan zijn aan fouten en correcties zijn zeer welkom:

Met de definitie van Brønsted is zuurgraad de neiging om protonen af te geven. Dit is, in tegenstelling tot de definitie van Arrhenius, niet beperkt tot waterige oplossingen. Als je echter wel een waterige oplossing van een zuur hebt, gebeurt er iets interessants: elk zuur HAc (of base B) sterker dan H $ _3 $ O $ ^ + $ (of OH $ ^ – $ ) dissocieert volledig via:

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

Dus de maximale zure verbinding in water is het hydroniumion H $ _3 $ O $ ^ + $; je zou bijvoorbeeld geen onderscheid kunnen maken tussen waterige zoutzuur- en perchloorzuuroplossingen op basis van pH. Om zeer sterke zuren te rangschikken naar hun zuursterkte, worden niet-waterige oplossingen gebruikt om de dissociatieconstanten te bepalen en de verkregen gegevens worden vervolgens ongeveer overgebracht naar water als een oplosmiddel. Merk ook op dat we het hebben over oplossingen van zuren.

Specifiek voor HCl kunnen we de paren van geconjugeerde zuren en basen aanduiden:

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

We kunnen dus de sterke punten van de twee zuren vergelijken: $ \ ce {HCl} $ en $ \ ce {H3O +} $. We weten dat dit evenwicht naar rechts is verschoven, dus zoutzuur is sterker.

Zeer late bewerking om te proberen commentaar van MukulGoyal te beantwoorden (helaas , hij werkte zijn vragen niet uit), op nummer:

1. Is de definitie van zuurgraad de ncy om H + -ionen of H3O + -ionen te geven? Dat lijkt hier van belang te zijn, want in het eerste geval zal H3O + niet eens zuur zijn in water omdat het evenwicht H2O + H + — »H3O + een zeer hoge evenwichtsconstante heeft.

2. Evenzo, zelfs als het oplosmiddel NH3 is, zou de evenwichtsconstante van NH3 + H3O + — »NH4 + + H2O om dezelfde reden erg laag zijn, en daarom zou het eigenlijk een heel zwak zuur zijn.

3. Betekent uw antwoord dat een zuur met een Ka groter dan 1 een sterker zuur zal zijn dan H3O +?

Onthoud allereerst dat evenwichten dynamisch zijn.

1) Zoals ik al zei, is zuurgraad volgens Brønsted de neiging om $ \ ce {H +} $ af te geven. In $ \ ce {H2O} $, $ \ ce {H +} $ worden gemiddeld door 6 watermoleculen gesolvateerd, wat leidt tot soorten als $ \ ce {H3O + (H2O) 6} $ (voor meer informatie, ga naar Wikipedia en this ).

1) en 2) je lijkt het te hebben over de dissociatie van $ \ ce {H3O +} $ Maar je “gebruikt termen als” zeer hoog “en” zeer laag “, zodat dit naar mijn mening een soort misleidende discussie wordt.

Wanneer u

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

je moet onthouden dat het proton ergens vandaan moet komen. Waar je het eigenlijk over hebt, is

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

wat de autoprotonering van water is. Laten we gewoon die evenwichtsconstante berekenen waar je het de hele tijd over hebt:

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

Nou, wat denk je?De concentratie van water (c = n / V = m / (V * M) = $ \ rho $ / M = 55,51 mol / L) blijft ongeveer constant voor zuiver water en verdunde oplossingen (omdat niet veel watermoleculen ionen vormen ), dus het wordt in de constante gebracht, wat leidt tot

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

$ K_w $ is afhankelijk van de temperatuur en is gelijk aan $ 10 ^ {- 14} $ mol $ ^ 2 $ / L $ ^ {2} $ bij 25 ° C. Het blijft constant in zuiver water en ook in verdunde oplossingen.

In zuiver water waar $ c (\ ce {H3O +}) = c (\ ce {OH -}) $, krijgen we dan

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

en

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

wat in wezen kwantificeert waar u, zoals ik vermoed, over sprak, in die zin dat het u de concentratie van $ \ ce {H3O +} $ in het autoprotonatie-evenwicht voor zuiver water vertelt. Trouwens, omdat pH als volgt is gedefinieerd:

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

bij pH = 7 (neutraal) , $ \ ce {H3O +} $ en $ \ ce {OH -} $ zijn gelijk. In verdunde oplossingen, als ze niet gelijk zijn, kunt u de ene met de andere berekenen.

Bedenk ook dat in de Brønsted-Lowry-theorie zuren en basen worden gedefinieerd door de manier waarop ze met elkaar reageren, zoals vermeld in Wikipedia. Tot dusverre hebben we alleen gekeken naar water en de autoprotonering ervan, geen oplosmiddelen en andere moleculen, die hun eigen zuur- en basische eigenschappen hebben.

2) Wat betreft de reactie die u noemde in ammoniak als oplosmiddel, ten eerste moet $ \ ce {H3O +} $ ergens vandaan komen (laten we ons voorstellen dat we wat waterige oplossing van zoutzuur daarin). Ten tweede ben ik er niet zeker van dat die constante werkelijk zou zijn zoals je hem beschrijft – ik denk dat ammoniak (dat zich amfolytisch gedraagt) hier als een base zou werken en vrij gelukkig een proton zou accepteren. Als iemand hier inzicht in kan geven, zou dat geweldig zijn.

3) De zuursterkte wordt gedefinieerd met $ pK_a $, die wordt gegeven door $ pK_a $ = -lg $ K_a $. Uit mijn ervaring, als $ pK_a $ wordt gedefinieerd via concentratie, dan is $ pK_a $ van hydroniumionen 0, en als het wordt gedefinieerd via activiteit, is het -1,7 ( -1,74, om precies te zijn; evenzo, voor $ \ ce {OH -} $ is de analoge $ pK_b $ 14 via concentratie en 15,74 via activiteit).

Terugkomend op uw vraag over “Ka groter dan 1 “, dat lijkt ongeveer juist, want -lg (1) = 0.

Ik verwijs je naar een zuur sterktetabel, bijvoorbeeld hier . Ik “zou u ook willen verwijzen naar deze uitstekende discussie over de kwestie, waar orthocresol trouwens een handje mee heeft geholpen .

Om dit toe te voegen: sterke zuren hebben $ pK_a $ < 0, terwijl zwakke zuren $ pK_a $> 0 hebben (nogmaals, dit is via concentratie – bijvoorbeeld hier in Wikipedia gebruiken ze -1,74).

Iedereen, correcties zijn van harte welkom!

Reacties

• Dit is een uitstekend antwoord. Misschien wil je even verduidelijken wat er met $ \ ce {HCl} $ in waterige oplossing om verwarring te voorkomen.
• Bedankt voor het antwoord, maar ik heb hier 3 vragen: 1) Is de definitie van zuurgraad de neiging om H + -ionen of H3O + -ionen te geven Dat lijkt hier van belang te zijn, want in het eerste geval zal H3O + niet eens zuur zijn in water omdat het evenwicht H2O + H + — » H3O + een zeer hoge evenwichtsconstante heeft. 2) S evenzo, zelfs als het oplosmiddel NH3 is, zou de evenwichtsconstante van NH3 + H3O + — » NH4 + + H2O om dezelfde reden erg laag zijn, en daarom zou het in feite een zeer zwak zuur. 3) Betekent uw antwoord dat elk zuur met een Ka groter dan 1 een sterker zuur zal zijn dan H3O +?
• 1) Lees de theorie over zuren en basen. De link die orthocresol gaf, is een goed uitgangspunt. Volgens de Br ø nsted-definitie zijn zuren donoren van H +. Het evenwicht dat u opmerkte, heeft geen ' zin buiten de context, dus verduidelijk alstublieft wat u bedoelt – en waarom het een hoge constante zou moeten hebben. 2) Wat zou een zwak zuur zijn? H3O +? Hoe zou dat in ammoniak ontstaan? Waarom denk je dat dit evenwicht naar links zou worden verschoven? 3) H3O + heeft een pKa van 0 (niet Ka). Zuren met een hogere Ka (lagere pKa) zijn sterker (edit: schreef " lager " ervoor, dat ' is verkeerd, had ook een verkeerde Ka-definitie, sorry).
• @MukulGoyal Ik ' wil het antwoord verbeteren, maar je moet verduidelijk voor mij de dingen die ik heb genoemd over uw vragen.
• @MukulGoyal I ' heb geprobeerd uw opmerking toch te beantwoorden – misschien helpt dit 🙂 Iedereen – ik ' wees erg dankbaar voor eventuele correcties 🙂