Który kwas jest silniejszy: H3O + czy HCl?

Oto moja opinia, która może podlegać błędom, a poprawki są bardzo mile widziane:

Zgodnie z definicją Brønsteda kwasowość to tendencja do wydzielania protonów. To, w przeciwieństwie do definicji Arrheniusa, nie ogranicza się do roztworów wodnych. Jeśli jednak masz wodny roztwór kwasu, dzieje się coś interesującego: każdy kwas HAc (lub zasada B) silniejszy niż H $ _3 $ O $ ^ + $ (lub OH $ ^ – $ ) całkowicie dysocjuje poprzez:

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

Zatem maksymalny kwasowy związek w wodzie to jon hydroniowy H $ _3 $ O $ ^ + $; nie można na przykład rozróżnić wodnych roztworów kwasu chlorowodorowego i nadchlorowego według pH. Aby uszeregować bardzo mocne kwasy według ich mocy kwasowej, stosuje się roztwory niewodne do określenia stałych dysocjacji, a uzyskane dane są następnie przenoszone w przybliżeniu do wody jako Rozpuszczalnik. Zauważ również, że mówimy o roztworach kwasów.

Konkretnie dla HCl, możemy oznaczyć pary sprzężonych kwasów i zasad:

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

Zatem możemy porównać moce dwóch kwasów: $ \ ce {HCl} $ i $ \ ce {H3O +} $. Wiemy, że ta równowaga jest przesunięta w prawo, więc kwas solny jest silniejszy.

Bardzo późna edycja, aby spróbować odpowiedzieć na komentarz MukulGoyal (niestety , nie rozwodził się nad swoimi pytaniami), według numeru:

1. Czy definicja kwasowości jest tendencją ncy dawać jony H + lub jony H3O +? Wydaje się to mieć tutaj znaczenie, ponieważ w pierwszym przypadku H3O + nie będzie nawet kwaśny w wodzie, ponieważ równowaga H2O + H + — »H3O + ma bardzo wysoką stałą równowagi.

2. Podobnie, nawet jeśli rozpuszczalnikiem jest NH3, stała równowagi NH3 + H3O + — »NH4 + + H2O byłaby bardzo niska z tego samego powodu, a zatem w rzeczywistości jest bardzo słabym kwasem.

3. Czy twoja odpowiedź sugeruje, że jakikolwiek kwas, który ma Ka większe niż 1, będzie silniejszym kwasem niż H3O +?

Przede wszystkim pamiętaj, że równowagi są dynamiczne .

1) Jak już wspomniałem, według Brønsteda kwasowość to tendencja do wydzielania $ \ ce {H +} $. W $ \ ce {H2O} $, $ \ ce {H +} $ są solwatowane średnio przez 6 cząsteczek wody, dając początek gatunkom takim jak $ \ ce {H3O + (H2O) 6} $ (więcej informacji można znaleźć w Wikipedii i this ).

1) i 2) wydaje się, że mówisz o dysocjacji $ \ ce {H3O +} $ Jednakże „używasz terminów takich jak„ bardzo wysoki ”i„ bardzo niski ”, więc moim zdaniem dyskusja staje się myląca.

Kiedy wspominasz

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

musisz pamiętać, że proton musi skądś pochodzić. W rzeczywistości mówisz o tym

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

czyli autoprotonacja wody. Obliczmy po prostu tę stałą równowagi, o której cały czas mówisz:

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

Cóż, zgadnij co?Stężenie wody (c = n / V = m / (V * M) = $ \ rho $ / M = 55,51 mol / L) pozostaje na stałym poziomie dla czystej wody i rozcieńczonych roztworów (ponieważ niewiele cząsteczek wody tworzy jony ), więc jest wprowadzany do stałej, dając

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

$ K_w $ zależy od temperatury i wynosi 10 $ ^ {- 14} $ mol $ ^ 2 $ / L $ ^ {2} $ przy 25 ° C. Pozostaje stała w czystej wodzie, a także w rozcieńczonych roztworach.

W czystej wodzie, gdzie $ c (\ ce {H3O +}) = c (\ ce {OH -}) $, otrzymujemy

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

i

$$ c (\ ce {H3O +}) = 1,0 * 10 ^ {- 7} ~ mol ~ / ~ L ~ $ $

który zasadniczo określa ilościowo to, o czym, jak podejrzewam, mówiłeś, ponieważ mówi ci o stężeniu $ \ ce {H3O +} $ w równowadze autoprotonacji czystej wody. Swoją drogą, ponieważ pH jest zdefiniowane w ten sposób:

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

przy pH = 7 (neutralne) , $ \ ce {H3O +} $ i $ \ ce {OH -} $ są równe. W rozcieńczonych roztworach, gdy nie są równe, można obliczyć jeden za pomocą drugiego.

Pamiętaj też, że w teorii Brønsteda-Lowryego kwasy i zasady są definiowane przez sposób, w jaki ze sobą reagują, o czym wspomina Wikipedia. Do tej pory przyjrzeliśmy się tylko wodzie i jej autoprotonacji, bez rozpuszczalników i innych cząsteczek, które mają własne kwasy i zasady.

2) Co do reakcji, o której wspomniałeś w amoniaku jako rozpuszczalniku, cóż, po pierwsze, $ \ ce {H3O +} $ musi skądś pochodzić (wyobraźmy sobie, że upuszczamy jakiś wodny Po drugie, nie jestem pewien, czy stała faktycznie byłaby taka, jak ją opisujesz – myślę, że tutaj amoniak (który zachowuje się amfolitycznie) działałby jako zasada i całkiem szczęśliwie przyjmowałby proton. Jeśli ktokolwiek może udzielić wglądu w to, byłoby wspaniale.

3) Moc kwasu jest określana za pomocą $ pK_a $, który jest określony przez $ pK_a $ = -lg $ K_a $. Z mojego doświadczenia, jeśli $ pK_a $ jest zdefiniowane przez stężenie, to $ pK_a $ jonów hydroniowych wynosi 0, a jeśli jest zdefiniowane przez aktywność, wynosi -1,7 ( -1,74, dokładniej; podobnie, dla $ \ ce {OH -} $, analogiczne $ pK_b $ wynosi 14 przez koncentrację i 15,7 przez aktywność).

Wracając do twojego pytania o „Ka większe niż 1 „, to wydaje się być właściwe, ponieważ -lg (1) = 0

Odsyłam cię do kwasu tabela siły, na przykład tutaj . Chciałbym również odesłać Cię do tej wspaniałej dyskusji na temat, w którym, nawiasem mówiąc, ortokrezol pomógł .

Poza tym, żeby to dodać, mocne kwasy mają $ pK_a $ < 0, podczas gdy słabe kwasy mają $ pK_a $> 0 (znowu jest to poprzez stężenie – na przykład tutaj w Wikipedii używają -1,74).

Wszyscy, poprawki są mile widziane!

Komentarze

• To doskonała odpowiedź. Możesz po prostu chcieć wyjaśnić, co dzieje się z $ \ ce {HCl} $ w roztworze wodnym, aby uniknąć nieporozumień.
• Dziękuję za odpowiedź, ale mam tutaj 3 pytania: 1) Czy definicja kwasowości jest tendencją do wydzielania jonów H +, czyli jonów H3O + Wydaje się, że ma to znaczenie, ponieważ w pierwszym przypadku H3O + nie będzie nawet kwaśny w wodzie, ponieważ równowaga H2O + H + — » H3O + ma bardzo wysoką stałą równowagi. 2) S podobnie, nawet jeśli rozpuszczalnikiem jest NH3, stała równowagi NH3 + H3O + — » NH4 + + H2O byłaby bardzo niska z tego samego powodu, a zatem faktycznie byłaby bardzo słaby kwas. 3) Czy twoja odpowiedź sugeruje, że jakikolwiek kwas, który ma Ka większe niż 1, będzie silniejszym kwasem niż H3O +?
• 1) Przeczytaj teorię dotyczącą kwasów i zasad. Link podany przez ortokrezol jest dobrym punktem wyjścia. Zgodnie z definicją Br ø nsteda, kwasy są donorami H +. Równowaga, którą zauważyłeś, nie ' nie ma większego sensu poza kontekstem, więc wyjaśnij, co masz na myśli – i dlaczego powinna mieć wysoką stałą. 2) Jaki byłby słaby kwas? H3O +? Jak to się mogło stać w amoniaku? Jak myślisz, dlaczego ta równowaga zostałaby przesunięta w lewo? 3) H3O + ma pKa równe 0 (nie Ka). Kwasy z wyższym Ka (niższym pKa) są silniejsze (edit: napisał " niższy " wcześniej, że ' źle, przepraszam, też ma błędną definicję Ka).
• @MukulGoyal I ' Chciałbym poprawić odpowiedź, ale musisz wyjaśnij mi rzeczy, o których wspomniałem w związku z Twoimi pytaniami.
• @MukulGoyal I ' i tak próbowałem odpowiedzieć na Twój komentarz – może to pomoże 🙂 Wszyscy – ja ' byc bardzo wdzieczny za wszelkie poprawki 🙂