Bepaal de sterkte van een zuur het is hetzelfde als wijzen op het vermogen dat deze verbinding heeft om te ioniseren wanneer opgelost in water. Kennis over de sterkte van zuur laat zien of de concentratie van hydroniumionen in water hoog of laag zal zijn.
Classificatie van zuren
Over sterkte, een zuur Kan zijn:
Sterk (zuur dat een grote hoeveelheid hydroniumkationen produceert (H3O+) in het water);
Matig of halfsterk (zuur dat een gemiddelde hoeveelheid hydroniumkationen produceert (H3O+) in het water);
Zwak (zuur dat een lage hoeveelheid hydroniumkationen produceert (H3O+) in het water).
Zie nu wat tips voor het bepalen van de sterkte van een zuur:
1e tip: zure moleculaire formule
- Als we een hydraat hebben (zuur zonder zuurstof in de formule):
Sterk zuur: Alleen HCl, HBr of HI;
Matig of halfsterk zuur: alleen HF;
Zwak zuur: elk ander hydroxide.
- Als we een oxyzuur hebben (zuur met zuurstof in de formule):
In dit geval moeten we de aftrekking uitvoeren tussen het aantal zuurstofatomen en het aantal ioniseerbare waterstofatomen aanwezig in de zuurformule:
x = O - H
Dus, als de x heeft:
Resultaat ≥ 2 → Sterk zuur
Resultaat = 1 → Matig of halfsterk zuur
OPMERKING: Het H-zuur3STOF3 heeft drie waterstofatomen in de formule, maar slechts twee zijn ioniseerbaar, dus je resultaat is 1. het zuur H3STOF2 heeft drie waterstofatomen in de formule, maar slechts één is ioniseerbaar, dus het resultaat is 1.
Resultaat = 0 → Zwak zuur
OPMERKING: Het H-zuur2CO3, zelfs met een resultaat van 1, is een uitzondering, omdat het zwak is.
Voorbeelden:
H2zo
Het is een zwak zuur omdat het niet een van de sterke hydrazuren is (HCL, HBr en HI) en het is niet het matige hydrazuur (HF).
H3STOF4
Het is een matig zuur omdat, aangezien het een oxyzuur is, bij de aftrekking tussen het aantal zuurstofatomen (4) en het aantal waterstofatomen (3) het resultaat 1 is.
H4P2O7
Het is een sterk zuur omdat, aangezien het een oxyzuur is, bij de aftrekking tussen het aantal zuurstofatomen (7) en het aantal waterstofatomen (4) het resultaat 3 is.
2e tip: mate van ionisatie (α)
De mate van ionisatie geeft het percentage zure ionisatie aan wanneer opgelost in water. Het is de relatie tussen het aantal geïoniseerde moleculen en het aantal initiële zuurmoleculen:
α = aantal geïoniseerde moleculen
aantal startmoleculen
Nadat we de verdeling tussen het aantal moleculen hebben uitgevoerd, moeten we het resultaat met 100 vermenigvuldigen om het percentage ionisatie te vinden. Daarmee, als:
α ≥ 50% → Sterk zuur
50% < α > 5% → Matig of halfsterk zuur
α ≤ 5% → Zwak zuur
Voorbeeld: 50 moleculen van een bepaald HX-zuur werden aan het water toegevoegd, maar slechts 20 moleculen werden gedissocieerd.
α = aantal geïoniseerde moleculen
aantal startmoleculen
α = 20
50
α = 0,4
Omdat we α met 100 moeten vermenigvuldigen, hebben we:
α = 0,4.100
α = 40% - matig zuur
3e tip: Ionisatieconstante (Ki)
Voor een zuur hebben we het volgende: ionisatie vergelijking algemeen:
HX + H2O → H3O+ + X-
De ionisatieconstante (Ki) is de relatie tussen productconcentraties en molaire zuurconcentratie:
Ki = [H3O+].[X-]
[HX]
OPMERKING: Water komt niet voor in de uitdrukking omdat, voor de ionisatie gebeurt, moet het aanwezig zijn, dat wil zeggen, het is een constante in het proces.
Als we de uitdrukking analyseren, kunnen we zien dat de concentratie van hydronium [H3O+] in de teller en de zuurconcentratie [HX] in de noemer. Dus hoe groter de concentratie hydronium, hoe groter de Ki-waarde.
Door de Ki van een zuur kunnen we weten of er te veel hydroniums in het medium zijn en vice versa. Om het zuur te classificeren, houden we rekening met de volgende referentie:
Ki > 10-3 → Sterk zuur
Ki = 10-3 of 10-4 → Matig of halfsterk zuur
Ki ≤ 10-5 → Zwak zuur
Voorbeelden:
Zwavelzuur (H2ENKEL EN ALLEEN4) - Ki = 1.2.10-2
Het is een sterk zuur omdat de Ki groter is dan 10-3.
Salpeterzuur (HNO2) - Ki = 4.10-4 → Matig zuur
Het is een matig zuur omdat de Ki 10. is-4.
blauwzuur (HCN) - Ki = 6.2.10-10
Het is een zwak zuur omdat de Ki kleiner is dan 10-5.
Door mij Diogo Lopes Dias
Bron: Brazilië School - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/dicas-para-determinar-forca-um-acido.htm
