Care este un acid mai puternic: H3O + sau HCl?

Iată părerea mea, care poate fi supusă erorilor, iar corecțiile sunt foarte binevenite:

Folosind definiția lui Brønsted, aciditatea este tendința de a emite protoni. Acest lucru, spre deosebire de definiția lui Arrhenius, nu se limitează la soluții apoase. Cu toate acestea, dacă aveți o soluție apoasă de acid, se întâmplă ceva interesant: orice acid HAc (sau baza B) mai puternic decât H $ _3 $ O $ ^ + $ (sau OH $ ^ – $ ) se disociază complet prin:

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

Deci compusul acid maxim din apă este ionul hidroniu H $ _3 $ O $ ^ + $; de exemplu, nu puteți diferenția soluțiile apoase de acid clorhidric și percloric de pH. Pentru a clasifica acizii foarte puternici după puterea lor acidă, soluțiile neapoase sunt utilizate pentru a determina constantele de disociere și datele obținute sunt apoi transferate aproximativ pe apă un solvent. De asemenea, rețineți că vorbim despre soluții de acizi.

În mod specific pentru HCl, putem indica perechile de acizi conjugați și baze:

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

Deci putem compara puterile celor doi acizi: $ \ ce {HCl} $ și $ \ ce {H3O +} $. Știm că acest echilibru este deplasat spre dreapta, deci acidul clorhidric este mai puternic.

Editare foarte târzie pentru a încerca și a răspunde la comentariul lui MukulGoyal (din păcate , nu a explicat întrebările sale), după număr:

1. Este definiția acidității tende Nu se pot da ioni H + sau ioni H3O +? Acest lucru pare să conteze aici, deoarece în primul caz H3O + nu va fi nici măcar acid în apă, deoarece echilibrul H2O + H + — »H3O + are o constantă de echilibru foarte mare.

2. În mod similar, chiar dacă solventul este NH3, constanta de echilibru a NH3 + H3O + — »NH4 + + H2O ar fi foarte scăzută din același motiv și, prin urmare, ar fi să fie de fapt un acid foarte slab.

3. Răspunsul dumneavoastră implică faptul că orice acid care are un Ka mai mare de 1 va fi un acid mai puternic decât H3O +?

În primul rând, vă rugăm să rețineți că echilibrele sunt dinamice .

1) După cum am menționat, aciditatea, potrivit lui Brønsted, este tendința de a emite $ \ ce {H +} $. În $ \ ce {H2O} $, $ \ ce {H +} $ sunt solvatați, în medie, de 6 molecule de apă, dând naștere unor specii precum $ \ ce {H3O + (H2O) 6} $ (pentru mai multe informații, consultați Wikipedia și this ).

1) și 2) se pare că vorbiți despre disocierea $ \ ce {H3O +} $ Cu toate acestea, folosiți termeni precum „foarte mare” și „foarte scăzut”, astfel încât, după părerea mea, devine un fel de discuție înșelătoare.

Când menționați

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

trebuie să vă amintiți că protonul trebuie să provină de undeva. De fapt, ceea ce vorbiți acolo este

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

care este autoprotonarea apei. Să calculăm acea constantă de echilibru despre care vorbiți tot timpul:

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

Ei bine, ghici ce?Concentrația de apă (c = n / V = m / (V * M) = $ \ rho $ / M = 55,51 mol / L) rămâne aproximativ constantă pentru apa pură și soluțiile diluate (deoarece nu multe molecule de apă formează ioni ), deci este adus în constantă, producând

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

$ K_w $ depinde de temperatură și este egal cu $ 10 ^ {- 14} $ mol $ ^ 2 $ / L $ ^ {2} $ la 25 ° C. Rămâne constant în apă pură și, de asemenea, în soluții diluate.

În apă pură unde $ c (\ ce {H3O +}) = c (\ ce {OH -}) $, obținem apoi

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

și

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

care cuantifică în mod esențial ceea ce ați vorbit despre voi, așa cum bănuiesc, în sensul că vă spune concentrația de $ \ ce {H3O +} $ în echilibrul de autoprotonare pentru apa pură. Apropo, deoarece pH-ul este definit astfel:

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

la pH = 7 (neutru) , $ \ ce {H3O +} $ și $ \ ce {OH -} $ sunt egale. În soluțiile diluate, atunci când acestea nu sunt egale, puteți calcula una folosind cealaltă.

De asemenea, amintiți-vă că în teoria Brønsted – Lowry acizii și bazele sunt definite prin modul în care reacționează între ele, așa cum se menționează în Wikipedia. Până în prezent, ne-am uitat doar la apă și la autoprotonarea acesteia, fără solvenți și alte molecule, care au acidități și bazicități proprii.

2) În ceea ce privește reacția pe care ați menționat-o în amoniac ca solvent, ei bine, în primul rând, $ \ ce {H3O +} $ trebuie să provină de undeva (să ne imaginăm că vom arunca o soluție apoasă de acid clorhidric acolo). În al doilea rând, nu sunt sigur că această constantă ar fi de fapt așa cum o descrieți – cred că aici, amoniacul (care se comportă amfolitic) ar acționa ca bază și ar accepta destul de fericit un proton. Dacă cineva poate oferi informații despre acest lucru, ar fi minunat.

3) Concentrația acidă este definită folosind $ pK_a $, care este dat de $ pK_a $ = -lg $ K_a $. Din experiența mea, dacă $ pK_a $ este definit prin concentrare, atunci $ pK_a $ de ioni hidroniu este 0, iar dacă este definit prin activitate, este -1,7 ( -1,74, pentru a fi mai exact; în mod similar, pentru $ \ ce {OH -} $, $ pK_b $ analog este 14 prin concentrare și 15,7 prin activitate).

Revenind la întrebarea dvs. despre „Ka mai mare de 1 „, asta pare a fi corect, pentru că -lg (1) = 0.

Te refer la un acid tabelul de rezistență, de exemplu, aici . De asemenea, aș vrea să vă trimit la această excelentă discuție pe această temă, unde, apropo, ortocrezolul a dat o mână de ajutor .

De asemenea, doar pentru a adăuga acest lucru, acizii puternici au $ pK_a $ < 0, în timp ce acizii slabi au $ pK_a $> 0 (din nou, acest lucru se realizează prin concentrație – de exemplu, aici în Wikipedia folosesc -1.74).

Toată lumea, corectările sunt foarte binevenite!

Comentarii

• Acesta este un răspuns excelent. S-ar putea să doriți doar să clarificați ce se întâmplă cu $ \ ce {HCl} $ într-o soluție apoasă, deși pentru a evita orice confuzie.
• Vă mulțumim pentru răspuns, dar am 3 întrebări aici: 1) Definiția acidității este tendința de a da ioni H + sau ioni H3O + ? Acest lucru pare să conteze aici, deoarece în primul caz H3O + nu va fi nici măcar acid în apă, deoarece echilibrul H2O + H + — » H3O + are o constantă de echilibru foarte mare. 2) S în mod similar, chiar dacă solventul este NH3, constanta de echilibru a NH3 + H3O + — » NH4 + + H2O ar fi foarte scăzută din același motiv și, prin urmare, ar fi de fapt o acid foarte slab. 3) Răspunsul dumneavoastră implică faptul că orice acid care are un Ka mai mare de 1 va fi un acid mai puternic decât H3O +?
• 1) Citiți teoria despre acizi și baze. Legătura dată de ortocrezol este un bun punct de plecare. Conform definiției Br ø nsted, acizii sunt donatori de H +. Echilibrul pe care l-ați observat nu are ' prea mult sens din context, așa că vă rugăm să clarificați la ce vă referiți – și de ce ar trebui să aibă o constantă ridicată. 2) Care ar fi un acid slab? H3O +? Cum ar putea exista asta în amoniac? De ce credeți că acest echilibru ar fi deplasat spre stânga? 3) H3O + are un pKa de 0 (nu Ka). Acizii cu Ka mai mare (pKa mai mic) sunt mai puternici (edit: wrote " mai mic " anterior, ' este greșit, a avut și o definiție Ka greșită, îmi pare rău).
• @MukulGoyal Îmi place ' să îmbunătățesc răspunsul, dar trebuie să clarifică-mi lucrurile pe care le-am menționat despre întrebările tale.
• @MukulGoyal Am ' încercat să-ți răspund oricum la comentariu – poate asta te ajută 🙂 Toată lumea – I ' ar fi foarte recunoscător pentru corecții 🙂