En mi opinión, el ácido sulfúrico podría ser un poco más fuerte que los ácidos clorhídricos. Porque aunque ambos son ácidos fuertes, un mol de ácido sulfúrico produce el doble de iones de hidrógeno que un mol de ácido clorhídrico.
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Cuando se usa $pK_a$ En el caso de los ácidos polipróticos, típicamente no se consideran las disociaciones múltiples, ya que la acidez de la base conjugada ( $ \ce {HSO4-}$ en el caso del ácido sulfúrico) puede y debe medirse (o calcularse) por separado. Usando esa métrica, $ \ce {HCl}$ es más fuerte (al menos según la Wikipedia fuerza de acidez página). Hay que tener en cuenta que $pK_a$ depende de los disolventes, y que los valores que se dan normalmente son para soluciones relativamente diluidas. La acidez puede a veces variar ampliamente con la concentración ( $ \ce {HF}$ siendo un ejemplo notorio). Cabe señalar también que la medición experimental de la acidez de los ácidos muy fuertes es en realidad bastante difícil por numerosas razones.
Por otro lado, si evalúas la fuerza del ácido por, digamos, la $pH$ de la solución resultante, entonces habría que tener en cuenta las disociaciones posteriores. Utilizando la aproximación cruda que un "ácido fuerte" acuoso se disocia completamente, entonces cualquier diprótico "ácido fuerte" va a ser más fuerte que uno monoprótico para concentraciones iguales (suponiendo que una $K_a$ para la segunda disociación). Por supuesto, esto no es exacto, y un cálculo adecuado tendría en cuenta no sólo $K_a$ para todas las disociaciones, pero también la auto-ionización del agua. Sospecho que $ \ce {HCl}$ sería aún más fuerte, dado que el $K_a$ para la disociación de $ \ce {HSO4-}$ es bastante pequeño, pero habría que hacer un cálculo aproximado de los números para estar seguros.
Mike Schall
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2921
El ácido clorhídrico es el más fuerte de los dos. Tiene un $ \ce {pK_{a}}$ alrededor de -6,3 mientras que el $ \ce {pK_{a}}$ del ácido sulfúrico es sólo alrededor de -3. Aquí están las ecuaciones químicas para las disociaciones de los dos ácidos. Puedes ver que la segunda disociación en el caso del ácido sulfúrico no es muy extensa y no contribuye mucho a la acidez del ácido sulfúrico.
\begin {alineado} \ce {H2SO4 + H2O ~&<=>~ H3O+ + HSO4^{-}&&&pK_{a}~=~-3} \\ \ce {HSO4- + H2O ~&<=>~ H3O+ + SO4^{-2}&&&pK_{a}~=~2} \\ \ce H3O^+ + Cl^{-}&&pK_{a}~=~ $-6.3$ } \\ \end {alineado}
krgrant
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Aunque el ácido sulfúrico tiene dos protones ácidos, sólo uno de esos protones se disocia completamente en la solución. Después de que el primer protón se ha disociado, dejando $ \ce {HSO4-}$ esa especie es ahora un ácido débil así como una base débil. Como los ácidos débiles no se disocian completamente en la solución, el protón ácido restante es ahora "menos" ácido.
Un ácido fuerte tiene una base conjugada débil. El $ \ce {Cl-}$ ión creado en solución por la disociación de $ \ce {HCl}$ es una base terrible, que hace que el ácido clorhídrico sea muy fuerte. El anión de sulfato de hidrógeno también es una base débil, pero es un mejor base y luego una $ \ce {Cl-}$ ión, añadiendo a su debilitada acidez.
Mientras que $ \ce {K_{a}}$ son una buena medida de la acidez, sólo que débil Los ácidos tienen un $ \ce {K_{a}}$ valor asociado a ellos. Tanto el ácido clorhídrico como el sulfúrico son ácidos fuertes. De hecho, debido a que el $ \ce {K_{a}}$ de ácido sulfúrico es tan alto, que la undécima edición (la más reciente impresa) del libro de texto, "Química" de Chang, utilizado en la química de la universidad, simplemente lo declara como "extremadamente alto", sin asignarle ningún valor numérico. De la misma manera, el anión sulfato de hidrógeno está listado como teniendo un $ \ce {K_{b}}$ como "extremadamente bajo".
