Welches ist eine stärkere Säure: H3O + oder HCl?

Hier ist meine Meinung, die Fehler enthalten kann, und Korrekturen sind sehr willkommen:

Nach der Definition von Brønsted ist Säure die Tendenz, Protonen abzugeben. Dies ist im Gegensatz zur Definition von Arrhenius nicht auf wässrige Lösungen beschränkt. Wenn Sie jedoch eine wässrige Lösung einer Säure haben, passiert etwas Interessantes: jede Säure HAc (oder Base B), die stärker als H $ _3 $ O $ ^ + $ (oder OH $ ^ – $) ist ) dissoziiert vollständig über:

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

Die maximal saure Verbindung in Wasser ist also das Hydroniumion H $ _3 $ O $ ^ + $; Sie konnten beispielsweise wässrige Salz- und Perchlorsäurelösungen nicht nach dem pH-Wert unterscheiden. Um sehr starke Säuren nach ihrer Säurestärke einzustufen, werden nichtwässrige Lösungen verwendet, um die Dissoziationskonstanten zu bestimmen, und die erhaltenen Daten werden dann ungefähr auf Wasser übertragen Beachten Sie auch, dass es sich um Lösungen von Säuren handelt.

Speziell für HCl können wir die Paare konjugierter Säuren und Basen bezeichnen:

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

Wir können also die Stärken der beiden Säuren vergleichen: $ \ ce {HCl} $ und $ \ ce {H3O +} $. Wir wissen, dass dieses Gleichgewicht nach rechts verschoben ist, sodass Salzsäure stärker ist.

Sehr spät bearbeiten, um zu versuchen, einen Kommentar von MukulGoyal zu beantworten (leider) , er hat seine Fragen nicht näher erläutert), nach Nummer:

1. Ist die Definition von Säure die Tendenz? Fähigkeit, H + -Ionen oder H3O + -Ionen zu geben? Dies scheint hier von Bedeutung zu sein, da H3O + im ersten Fall in Wasser nicht einmal sauer ist, da das Gleichgewicht H2O + H + — »H3O + eine sehr hohe Gleichgewichtskonstante aufweist.

2. Selbst wenn das Lösungsmittel NH3 ist, wäre die Gleichgewichtskonstante von NH3 + H3O + — »NH4 + + H2O aus demselben Grund sehr niedrig, und daher wäre dies auch der Fall eigentlich eine sehr schwache Säure sein.

3. Bedeutet Ihre Antwort, dass jede Säure mit einem Ka von mehr als 1 eine stärkere Säure als H3O + ist?

Bitte denken Sie zunächst daran, dass Gleichgewichte dynamisch sind.

1) Wie ich bereits erwähnt habe, ist Säure laut Brønsted die Tendenz, $ \ ce {H +} $ abzugeben. In $ \ ce {H2O} $ ist $ \ ce {H +} $ werden im Durchschnitt von 6 Wassermolekülen solvatisiert, wodurch Arten wie $ \ ce {H3O + (H2O) 6} $ entstehen (weitere Informationen finden Sie unter Wikipedia und this ).

1) und 2) Sie scheinen über die Dissoziation von $ \ ce {H3O +} $ zu sprechen Sie verwenden jedoch Begriffe wie „sehr hoch“ und „sehr niedrig“, so dass dies meiner Meinung nach zu einer irreführenden Diskussion wird.

Wenn Sie

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

Sie müssen sich daran erinnern, dass das Proton von irgendwoher kommen muss. In der Tat ist das, worüber Sie sprechen,

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

ist die Autoprotonierung von Wasser. Berechnen wir einfach die Gleichgewichtskonstante, über die Sie die ganze Zeit sprechen:

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

Weißt du was?Die Wasserkonzentration (c = n / V = m / (V * M) = $ \ rho $ / M = 55,51 mol / l) bleibt für reines Wasser und verdünnte Lösungen ungefähr konstant (da nicht viele Wassermoleküle Ionen bilden ), so dass es in die Konstante gebracht wird, was

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

$ K_w $ hängt von der Temperatur ab und entspricht $ 10 ^ {- 14} $ mol $ ^ 2 $ / L $ ^ {2} $ bei 25 ° C. Es bleibt in reinem Wasser und auch in verdünnten Lösungen konstant.

In reinem Wasser mit $ c (\ ce {H3O +}) = c (\ ce {OH -}) $ erhalten wir dann

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

und

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

, das im Wesentlichen quantifiziert, worüber Sie, wie ich vermute, gesprochen haben, indem es Ihnen die Konzentration von $ \ ce {H3O +} $ im Autoprotonierungsgleichgewicht für reines Wasser angibt. Übrigens, weil der pH so definiert ist:

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

bei pH = 7 (neutral) , $ \ ce {H3O +} $ und $ \ ce {OH -} $ sind gleich. In verdünnten Lösungen können Sie, wenn sie nicht gleich sind, eine mit der anderen berechnen.

Denken Sie auch daran, dass in der Brønsted-Lowry-Theorie Säuren und Basen durch die Art und Weise definiert werden, wie sie miteinander reagieren, wie in Wikipedia erwähnt. Bisher haben wir uns nur mit Wasser und seiner Autoprotonierung befasst, nicht mit Lösungsmitteln und anderen Molekülen, die ihre eigenen Säuren und Basizitäten haben.

2) Was die Reaktion betrifft, die Sie in Ammoniak als Lösungsmittel erwähnt haben, muss $ \ ce {H3O +} $ zunächst von irgendwoher kommen (stellen wir uns vor, wir lassen eine wässrige Lösung von fallen Salzsäure drin). Zweitens bin ich mir nicht sicher, ob die Konstante tatsächlich so ist, wie Sie es beschreiben. Ich denke, dass hier Ammoniak (das sich ampholytisch verhält) als Base fungiert und ein Proton ziemlich glücklich akzeptiert. Wenn jemand einen Einblick in dieses Thema geben kann, wäre das großartig.

3) Die Säurestärke wird mit $ pK_a $ definiert. Dies ist gegeben durch $ pK_a $ = -lg $ K_a $. Wenn $ pK_a $ meiner Erfahrung nach über die Konzentration definiert wird, ist $ pK_a $ der Hydroniumionen 0, und wenn es über die Aktivität definiert ist, ist es -1,7 ( -1,74, um genauer zu sein; ähnlich ist für $ \ ce {OH -} $ das analoge $ pK_b $ 14 über Konzentration und 15,7 über Aktivität).

Zurück zu Ihrer Frage zu „Ka größer als 1 „, das scheint ungefähr richtig zu sein, weil -lg (1) = 0.

Ich verweise Sie auf eine Säure Stärke-Tabelle, zum Beispiel hier . Außerdem möchte ich Sie auf dieser hervorragenden Diskussion zu diesem Thema verweisen, bei der übrigens Orthocresol Hand angelegt hat .

Um dies hinzuzufügen, haben starke Säuren $ pK_a $ < 0, während schwache Säuren $ pK_a $> 0 haben (dies erfolgt wiederum über die Konzentration – zum Beispiel hier in Wikipedia verwenden sie -1,74).

Alle, Korrekturen sind sehr willkommen!

Kommentare

• Dies ist eine hervorragende Antwort. Vielleicht möchten Sie nur klären, was mit $ passiert \ ce {HCl} $ in wässriger Lösung, um Verwirrung zu vermeiden.
• Vielen Dank für die Antwort, aber ich habe hier drei Fragen: 1) Ist die Definition des Säuregehalts die Tendenz, H + -Ionen oder H3O + -Ionen zu ergeben? Dies scheint hier von Bedeutung zu sein, da H3O + im ersten Fall in Wasser nicht einmal sauer ist, da das Gleichgewicht H2O + H + — » H3O + eine sehr hohe Gleichgewichtskonstante aufweist. 2) S. Selbst wenn das Lösungsmittel NH3 ist, wäre die Gleichgewichtskonstante von NH3 + H3O + — » NH4 + + H2O aus demselben Grund sehr niedrig, und daher wäre es tatsächlich a sehr schwache Säure. 3) Bedeutet Ihre Antwort, dass jede Säure mit einem Ka größer als 1 eine stärkere Säure als H3O + ist?
• 1) Lesen Sie die Theorie über Säuren und Basen. Das Link-Orthokresol ist ein guter Ausgangspunkt. Nach der Definition von Br ø nsted sind Säuren Spender von H +. Das von Ihnen notierte Gleichgewicht macht ' aus dem Kontext keinen großen Sinn. Bitte klären Sie, was Sie meinen – und warum es eine hohe Konstante haben sollte. 2) Was wäre eine schwache Säure? H3O +? Wie würde das in Ammoniak entstehen? Warum sollte sich dieses Gleichgewicht Ihrer Meinung nach nach links verschieben? 3) H3O + hat einen pKa von 0 (nicht Ka). Säuren mit höherem Ka (niedrigerer pKa) sind stärker (edit: schrieb " niedriger " vorher, dass ' ist falsch, hatte auch eine falsche Ka-Definition, sorry).
• @MukulGoyal Ich ' möchte die Antwort verbessern, aber Sie müssen Klären Sie für mich die Dinge, die ich zu Ihren Fragen erwähnt habe.
• @MukulGoyal Ich ' habe trotzdem versucht, Ihren Kommentar zu beantworten – vielleicht hilft das 🙂 Jeder – ich ' wäre sehr dankbar für Korrekturen 🙂