Vilken är en starkare syra: H3O + eller HCl?

Här är min åsikt, som kan vara föremål för fel och korrigeringar är mycket välkomna:

Med definitionen av Brønsted är surhet tendensen att avge protoner. Detta, till skillnad från definitionen av Arrhenius, är inte begränsat till vattenlösningar. Men om du gör har en vattenlösning av en syra, händer något intressant: någon syra HAc (eller bas B) starkare än H $ _3 $ O $ ^ + $ (eller OH $ ^ – $ ) avskiljer sig fullständigt via:

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

Så den maximala sura föreningen i vatten är hydroniumjonen H $ _3 $ O $ ^ + $; man kunde till exempel inte differentiera vattenhaltiga klor- och perklorsyralösningar med pH. För att rangordna mycket starka syror efter deras syrahållfasthet används icke-vattenhaltiga lösningar för att bestämma dissociationskonstanterna och de erhållna data överförs sedan ungefär till vatten som Observera också att vi pratar om lösningar av syror.

Specifikt för HCl kan vi beteckna paren av konjugerade syror och baser:

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

Så vi kan jämföra styrkorna för de två syrorna: $ \ ce {HCl} $ och $ \ ce {H3O +} $. Vi vet att denna jämvikt flyttas åt höger, så saltsyra är starkare.

Mycket sen redigering för att försöka svara på kommentarer från MukulGoyal (tyvärr , han utarbetade inte sina frågor), efter nummer:

1. Är definitionen av surhet tende ncy för att ge H + -joner, eller H3O + -joner? Det verkar ha betydelse här, för i första fall kommer H3O + inte ens att vara surt i vatten eftersom jämvikten H2O + H + — »H3O + har en mycket hög jämviktskonstant.

2. På samma sätt även om lösningsmedlet är NH3, skulle jämviktskonstanten för NH3 + H3O + — »NH4 + + H2O vara mycket låg på grund av samma anledning, och därför skulle det faktiskt vara en mycket svag syra.

3. Innebär ditt svar att någon syra som har en Ka större än 1 kommer att vara en starkare syra än H3O +?

Först och främst, kom ihåg att jämvikter är dynamiska .

1) Som jag nämnde är surhet enligt Brønsted tendensen att ge bort $ \ ce {H +} $. I $ \ ce {H2O} $, $ \ ce {H +} $ solvatiseras i genomsnitt av 6 vattenmolekyler, vilket ger upphov till arter som $ \ ce {H3O + (H2O) 6} $ (för mer information, kolla in Wikipedia och detta ).

1) och 2) du verkar prata om dissociationen av $ \ ce {H3O +} $ Du använder emellertid termer som ”väldigt hög” och ”väldigt låg”, så att det enligt min mening blir en missvisande diskussion.

När du nämner

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

du måste komma ihåg att protonen måste komma någonstans. Faktum är att det du pratar om där är

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

vilket är autoprotonering av vatten. Låt oss bara beräkna den jämviktskonstanten du pratar om hela tiden:

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

Gissa vad?Koncentrationen av vatten (c = n / V = m / (V * M) = $ \ rho $ / M = 55,51 mol / L) förblir ungefär konstant för rent vatten och utspädda lösningar (eftersom inte många vattenmolekyler bildar joner ), så att den förs in i konstanten, vilket ger

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

$ K_w $ beror på temperaturen och är lika med $ 10 ^ {- 14} $ mol $ ^ 2 $ / L $ ^ {2} $ vid 25 ° C. Det förblir konstant i rent vatten och även i utspädda lösningar.

I rent vatten där $ c (\ ce {H3O +}) = c (\ ce {OH -}) $ får vi sedan

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

och

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

som väsentligen kvantifierar vad du, som jag misstänker, talade om, genom att det berättar koncentrationen av $ \ ce {H3O +} $ i autoprotonationsjämvikten för rent vatten. Förresten, eftersom pH definieras så:

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

vid pH = 7 (neutral) , $ \ ce {H3O +} $ och $ \ ce {OH -} $ är lika. I utspädda lösningar, när de inte är lika, kan du beräkna den ena med den andra.

Kom också ihåg att i Brønsted – Lowry-teorin definieras syror och baser av hur de reagerar med varandra, som nämnts i Wikipedia. Hittills har vi bara tittat på vatten och dess autoprotonering, inga lösningsmedel och andra molekyler, som har sina egna syror och grundläggande egenskaper.

2) När det gäller den reaktion som du nämnde i ammoniak som lösningsmedel, ja, först och främst måste $ \ ce {H3O +} $ komma någonstans (låt oss föreställa oss att vi tappar en vattenlösning av Saltsyra där inne). För det andra är jag inte säker på att konstanten verkligen skulle vara som du beskriver det – jag tror att ammoniak (som beter sig amfolytiskt) här skulle fungera som en bas och ganska gärna acceptera ett proton. Om någon kan ge inblick i detta skulle det vara bra.

3) Syrahållfasthet definieras med $ pK_a $, som ges av $ pK_a $ = -lg $ K_a $. Enligt min erfarenhet, om $ pK_a $ definieras via koncentration, är $ pK_a $ hydroniumjoner 0, och om det definieras via aktivitet är det -1,7 ( -1,74, för att vara mer exakt; på samma sätt för $ \ ce {OH -} $ är den analoga $ pK_b $ 14 via koncentration och 15,7 via aktivitet).

Kommer tillbaka till din fråga om ”Ka större än 1 ”, det verkar ungefär rätt, för -lg (1) = 0.

Jag hänvisar till en syra styrketabell, till exempel här . Jag skulle också vilja hänvisa dig till denna utmärkta diskussion om saken, där ortokresol förresten gav en hand .

För att bara lägga till detta har starka syror $ pK_a $ < 0, medan svaga syror har $ pK_a $> 0 (igen, detta är via koncentration – till exempel här på Wikipedia använder de -1,74).

Alla, korrigeringar är mycket välkomna!

Kommentarer

• Detta är ett utmärkt svar. Du kanske bara vill klargöra vad som händer med $ \ ce {HCl} $ i vattenlösning men för att undvika förvirring.
• Tack för svaret men jag har tre frågor här: 1) Är definitionen av surhet tendensen att ge H + -joner, eller H3O + -joner ? Det verkar ha betydelse här eftersom i det första fallet kommer H3O + inte ens att vara surt i vatten eftersom jämvikten H2O + H + — » H3O + har en mycket hög jämviktskonstant. 2) S likadant även om lösningsmedlet är NH3, skulle jämviktskonstanten för NH3 + H3O + — » NH4 + + H2O vara mycket låg på grund av samma anledning, och därför skulle det faktiskt vara en mycket svag syra. 3) Innebär ditt svar att någon syra som har en Ka större än 1 kommer att vara en starkare syra än H3O +?
• 1) Läs teorin om syror och baser. Länken som ortokresol gav är en bra utgångspunkt. Enligt Br ø nsted definitionen är syror givare av H +. Jämvikten du noterade gör inte ' inte mycket meningsfullt ur sammanhanget, så var snäll och klargör vad du menar – och varför den ska ha en hög konstant. 2) Vad skulle vara en svag syra? H3O +? Hur skulle det uppstå i ammoniak? Varför tror du att denna jämvikt skulle flyttas åt vänster? 3) H3O + har en pKa på 0 (inte Ka). Syror med högre Ka (lägre pKa) är starkare (redigera: skrev " lägre " innan, att ' är fel, hade också fel Ka-definition, förlåt).
• @MukulGoyal I ' vill förbättra svaret, men du måste klargöra för mig de saker som jag nämnde om dina frågor.
• @MukulGoyal I ' har försökt svara på din kommentar ändå – kanske det hjälper 🙂 Alla – jag ' Jag är mycket tacksam för alla korrigeringar 🙂