Qual é um ácido mais forte: H3O + ou HCl?

Aqui está a minha opinião, que pode estar sujeita a erros e correções são muito bem-vindas:

Usando a definição de Brønsted, acidez é a tendência de liberar prótons. Isso, ao contrário da definição de Arrhenius, não se limita a soluções aquosas. No entanto, se você tem uma solução aquosa de um ácido, algo interessante acontece: qualquer ácido HAc (ou base B) mais forte do que H $ _3 $ O $ ^ + $ (ou OH $ ^ – $ ) se dissocia completamente por meio de:

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

Portanto, o composto ácido máximo na água é o íon hidrônio H $ _3 $ O $ ^ + $; você não poderia, por exemplo, diferenciar soluções aquosas de ácido clorídrico e perclórico por pH. Para classificar ácidos muito fortes por sua força ácida, soluções não aquosas são usadas para determinar as constantes de dissociação e os dados obtidos são então transferidos aproximadamente para a água como um solvente. Observe também que estamos falando sobre soluções de ácidos.

Especificamente para HCl, podemos denotar os pares de ácidos e bases conjugados:

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

Assim, podemos comparar as forças dos dois ácidos: $ \ ce {HCl} $ e $ \ ce {H3O +} $. Sabemos que esse equilíbrio foi deslocado para a direita, então o ácido clorídrico é mais forte.

Edite muito tarde para tentar responder ao comentário de MukulGoyal (infelizmente , ele não elaborou suas perguntas), por número:

1. É a definição de acidez o tende ncy para dar íons H + ou íons H3O +? Isso parece importar aqui porque no primeiro caso H3O + nem mesmo será ácido na água, pois o equilíbrio H2O + H + — »H3O + tem uma constante de equilíbrio muito alta.

2. Da mesma forma, mesmo se o solvente for NH3, a constante de equilíbrio de NH3 + H3O + — »NH4 + + H2O seria muito baixa devido ao mesmo motivo e, portanto, seria na verdade, é um ácido muito fraco.

3. Sua resposta implica que qualquer ácido que tenha um Ka maior do que 1 será um ácido mais forte do que H3O +?

Em primeiro lugar, lembre-se de que os equilíbrios são dinâmicos .

1) Como já mencionei, acidez, segundo Brønsted, é a tendência de desprender $ \ ce {H +} $. Em $ \ ce {H2O} $, $ \ ce {H +} $ são solvatados, em média, por 6 moléculas de água, dando origem a espécies como $ \ ce {H3O + (H2O) 6} $ (para mais informações, verifique Wikipedia e isto ).

1) e 2) você parece estar falando sobre a dissociação de $ \ ce {H3O +} $ No entanto, você está usando termos como “muito alto” e “muito baixo”, de modo que, em minha opinião, se torna uma espécie de discussão enganosa.

Quando você menciona

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

você precisa se lembrar que o próton tem que vir de algum lugar. Na verdade, o que você está falando é

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

que é a autoprotonação da água. Vamos calcular a constante de equilíbrio da qual você fala o tempo todo:

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

Bem, adivinhe?A concentração de água (c = n / V = m / (V * M) = $ \ rho $ / M = 55,51 mol / L) permanece quase constante para água pura e soluções diluídas (porque poucas moléculas de água formam íons ), então é trazido para a constante, resultando em

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

$ K_w $ depende da temperatura e é igual a $ 10 ^ {- 14} $ mol $ ^ 2 $ / L $ ^ {2} $ a 25 ° C. Permanece constante em água pura e também em soluções diluídas.

Em água pura onde $ c (\ ce {H3O +}) = c (\ ce {OH -}) $, obtemos então

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

e

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

que quantifica essencialmente o que você, como suspeito, estava falando, na medida em que indica a concentração de $ \ ce {H3O +} $ no equilíbrio de autoprotonação para água pura. A propósito, porque o pH é definido assim:

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

em pH = 7 (neutro) , $ \ ce {H3O +} $ e $ \ ce {OH -} $ são iguais. Em soluções diluídas, quando eles não são iguais, você pode calcular um usando o outro.

Além disso, lembre-se de que, na teoria de Brønsted-Lowry, os ácidos e as bases são definidos pela maneira como reagem entre si, conforme mencionado na Wikipedia. Até agora, examinamos apenas a água e sua autoprotonação, sem solventes e outras moléculas, que têm suas próprias acidez e basicidade.

2) Quanto à reação que você mencionou na amônia como solvente, bem, em primeiro lugar, $ \ ce {H3O +} $ precisa vir de algum lugar (vamos imaginar que jogamos alguma solução aquosa de ácido clorídrico ali). Em segundo lugar, não tenho certeza se a constante seria realmente como você a descreve – acho que aqui, a amônia (que se comporta como anfolítica) agiria como uma base e aceitaria alegremente um próton. Se alguém puder fornecer informações sobre isso, seria ótimo.

3) A força do ácido é definida usando $ pK_a $, que é dado por $ pK_a $ = -lg $ K_a $. Pela minha experiência, se $ pK_a $ é definido por concentração, então $ pK_a $ de íons hidrônio é 0, e se for definido por atividade, é -1,7 ( -1,74, para ser mais exato; da mesma forma, para $ \ ce {OH -} $, o análogo $ pK_b $ é 14 via concentração e 15,7 via atividade).

Voltando à sua pergunta sobre “Ka maior que 1 “, isso parece certo, porque -lg (1) = 0.

Eu indico um ácido tabela de força, por exemplo, aqui . Além disso, gostaria de encaminhá-lo para esta excelente discussão sobre o assunto, onde, a propósito, o ortocresol deu uma ajuda .

Além disso, apenas para adicionar isso, os ácidos fortes têm $ pK_a $ < 0, enquanto os ácidos fracos têm $ pK_a $> 0 (novamente, isso é por meio da concentração – por exemplo, aqui na Wikipedia eles usam -1,74).

Pessoal, as correções são muito bem-vindas!

Comentários

• Esta é uma resposta excelente. Você pode apenas querer esclarecer o que acontece com $ \ ce {HCl} $ em solução aquosa para evitar qualquer confusão.
• Obrigado pela resposta, mas eu tenho 3 perguntas aqui: 1) A definição de acidez é a tendência de dar íons H +, ou íons H3O + ? Isso parece importar aqui porque no primeiro caso H3O + nem mesmo será ácido na água, pois o equilíbrio H2O + H + — » H3O + tem uma constante de equilíbrio muito alta. 2) S da mesma forma, mesmo se o solvente for NH3, a constante de equilíbrio de NH3 + H3O + — » NH4 + + H2O seria muito baixa devido ao mesmo motivo e, portanto, seria realmente um ácido muito fraco. 3) A sua resposta implica que qualquer ácido que tenha um Ka maior que 1 será um ácido mais forte do que H3O +?
• 1) Leia a teoria sobre ácidos e bases. O link fornecido pelo ortocresol é um bom ponto de partida. De acordo com a definição de Br ø nsted, os ácidos são doadores de H +. O equilíbrio que você anotou não ' não faz muito sentido fora do contexto, portanto, esclareça o que você quer dizer – e por que deveria ter uma constante alta. 2) O que seria um ácido fraco? H3O +? Como isso passou a existir na amônia? Por que você acha que esse equilíbrio seria deslocado para a esquerda? 3) H3O + tem um pKa de 0 (não Ka). Ácidos com Ka superior (pKa inferior) são mais fortes (editar: escreveu " inferior " antes, que ' está errado, também tinha uma definição de Ka errada, desculpe).
• @MukulGoyal I ' gostaria de melhorar a resposta, mas você precisa esclareça para mim o que mencionei sobre suas perguntas.
• @MukulGoyal Eu ' tentei responder seu comentário mesmo assim – talvez isso ajude 🙂 Todos – Eu ' d ficaria muito grato por quaisquer correções 🙂