Desculpas por esta pergunta extremamente básica, estou apenas começando com Química, por favor, não seja muito duro comigo.
Meu livro diz que o ácido sulfúrico, $ \ ce {H2SO4} $, se dissocia em seus íons após esta reação: $$ \ ce {H2SO4 – > H2 ^ + + SO4 ^ {2 -}} $$
Minha pergunta é: por que a reação de dissociação não pode acontecer assim: $$ \ ce {H2SO4 – > 2H ^ + + SO4 ^ {2 -}} $$
Eu sei que o hidrogênio é um gás diatômico, mas aqui não sei se H vai se dissociar como um gás ou como um líquido (desde $ \ ce {H2SO4} $ é um líquido, não um gás).
Estou tentando aprender, obrigado por sua compreensão e seu tempo.
Comentários
- Isso pode acontecer e acontece como você sugeriu. Seu livro está errado. Hidrogênio, o gás diatômico, simplesmente não está aqui.
- Obrigado, mas como posso saber quando terei $ H_2 ^ + $ e quando $ 2H ^ + $?
- (O livro foi escrito pelo meu professor, suponho que ele cometeu um erro neste e xercise)
- Eu concordaria que $ \ ce {H2 ^ +} $ não está presente. A reação geral é a dissociação de ambos os íons de hidrogênio, mas eu ' d sugiro que as dissociações acontecem uma de cada vez. Ambas as dissociações seriam muito rápidas, mas não instantâneas.
- @Jose No seu nível atual de teoria, isso é muito simples: você sempre tem $ \ ce {2H +} $ e nunca $ \ ce {H2 +} $. Você pode querer fazer esta pergunta novamente, digamos, depois de um ano.
Resposta
$ \ ce { H2SO4} $ é um dos ácidos fortes comuns, o que significa que $ \ ce {K_ {a (1)}} $ é grande e que sua dissociação, mesmo em soluções aquosas moderadamente concentradas, está quase completa.
Dissociação de Arrhenius:
$$ \ ce {H2SO4 < = > H + + HSO4- } ~~~~~~~~~~~ \ ce {K_ {a (1)}} = \ ce {large} $$
Dissociação de Brønsted-Lowry:
$$ \ ce {H2SO4 + H2O < = > H3O + + HSO4-} ~~~~~~ ~~~~ \ ce {K_ {a (1)}} = \ ce {large} $$
Isso é responsável pela grande maioria dos prótons doados pelo ácido. No entanto, como é diprótico, você pode levar em consideração a segunda dissociação, que é tecnicamente fraca, mas tem um $ \ ce {K_a} $ maior do que muitos ácidos fracos.
Arrhenius 2 Dissociação:
$$ \ ce {HSO4- < = > H + + {SO_4} ^ 2-} ~~~~~~~~~~~ \ ce {K_ {a (2)}} = 1,2 \ times10 ^ {- 2} $$
Brønsted-Lowry 2º Dissociação:
$$ \ ce {HSO4- + H2O < = > H3O + + { SO_4} ^ 2-} ~~~~~~~~~~ \ ce {K_ {a (2)}} = 1,2 \ times10 ^ {- 2} $$
Esta segunda dissociação pode precisar deve ser levado em consideração para alguns cálculos, mas é insignificante em soluções concentradas.
Comentários
- Pode haver apenas 6 ácidos fortes mencionados em seu livro, mas não ' s de forma alguma o número total. Além disso, essa divisão Arrhenius / Bronsted é meio boba, IMO. Ambos H + e H3O + são apenas simbólicos e não ' refletem verdadeiramente a hidratação do próton.
- @Mithoron Meu professor definiu ácidos “fortes” como aqueles com um “grande ”Ka (como muito grande para ser medido). Você conhece uma lista do resto?
- Não existe uma lista porque o número deles é ilimitado. Adicione o grupo -SO3H a um dos milhões de grupos orgânicos e você terá um ácido forte, voila!
- @Mithoron Bom saber! Ainda não fiz química orgânica, então não sabia disso. No futuro, você deve tentar encontrar uma maneira melhor de criticar do que um voto negativo e uma reprimenda. Talvez uma edição na postagem em questão e um comentário explicando isso? Apenas uma ideia – e irei editar este post para refletir sua visão.
- Os ácidos sulfônicos são apenas um exemplo. Existem ' s também muitos ácidos inorgânicos, apenas menos conhecidos, e seu número também é provavelmente ilimitado.