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Solución:
Solución 1:
Cuando se usa $mathrmpK_mathrma$, normalmente no se consideran las disociaciones múltiples para los ácidos polipróticos, como la acidez de la base conjugada ($ceHSO4-$ en el caso del ácido sulfúrico) puede y debe medirse (o calcularse) por separado. Usando esa métrica, $ceHCl$ es más fuerte (al menos según la página de fuerza ácida de Wikipedia). Se debe tener en cuenta que $mathrmpK_mathrma$ depende del solvente y que los valores típicamente dados son para soluciones relativamente diluidas. La acidez a veces puede variar ampliamente con la concentración ($ceHF$ siendo un ejemplo notorio). También se debe tener en cuenta que la medición experimental de la acidez para ácidos muy fuertes es bastante difícil por numerosas razones.
Por otro lado, si evalúas la fuerza del ácido por, digamos, el $mathrmpH$ de la solución resultante, entonces deberás tener en cuenta las disociaciones subsiguientes. Usando la aproximación cruda de que un “ácido fuerte” acuoso se disocia completamente, entonces ninguna El “ácido fuerte” diprótico va a ser más fuerte que uno monoprótico para concentraciones iguales (suponiendo un $K_mathrma$ distinto de cero para la segunda disociación). Por supuesto, esto no es exacto, y un cálculo adecuado tendría en cuenta no solo los valores de $K_mathrma$ para todas las disociaciones, sino también la autoionización del agua. Sospecho que $ceHCl$ aún sería más fuerte, dado que el $K_mathrma$ para la disociación de $ceHSO4-$ es bastante pequeño, pero uno tendría que triturar el Números para estar seguro.
Solución 2:
El ácido clorhídrico es el más fuerte de los dos. Tiene un $cepK_a$ alrededor de -6.3 mientras que el $cepK_a$ del ácido sulfúrico es solo 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.
beginalineado ceH2SO4 + H2O ~&<=>~ H3O+ + HSO4^−&&pK_a~=~-3\ ceHSO4- + H2O ~&<=>~ H3O+ + SO4^−2&&pK_a~=~2\ ceHCl + H2O ~&<=>~ H3O^+ + Cl^-&&pK_a~=~$-6.3$\ endalineado
Solución 3:
Si bien las otras preguntas cubren el problema bastante bien, omiten una razón pragmática bastante importante de la fuerza del ácido sulfúrico sobre el clorhídrico:
El ácido sulfúrico es un líquido y puede ser casi puro. El ácido clorhídrico es gas de cloruro de hidrógeno disuelto en agua, con una concentración máxima de alrededor del 38%.
El agua extra debilita la fuerza disponible para el uso común. Por ejemplo, el ácido sulfúrico puro carbonizará el azúcar, mientras que el $ceHCl$ concentrado no lo hará.
Solución 4:
Aunque el ácido sulfúrico tiene dos protones ácidos, solo uno de esos protones se disocia completamente en solución. Después de que el primer protón se ha disociado, dejando $ceHSO4-$, esa especie es ahora un ácido débil así como una base débil. Como los ácidos débiles no se disocian completamente en solución, el protón ácido restante es ahora “menos” ácido.
Un ácido fuerte tiene una base conjugada débil. El ion $ceCl-$ creado en solución por la disociación de $ceHCl$ es una base terrible que hace que el ácido clorhídrico sea muy fuerte. El anión sulfato de hidrógeno también es una base débil, pero es un mejor luego un ion $ceCl-$, añadiendo a su acidez debilitada.
Si bien los valores de $K_mathrma$ son una buena medida de acidez, solo débil los ácidos tienen un valor de $K_mathrma$ asociado con ellos. Tanto el ácido clorhídrico como el ácido sulfúrico son ácidos fuertes. De hecho, debido a que el $K_mathrma$ del ácido sulfúrico es tan alto, el libro de texto de la undécima edición (impresión más reciente), “Química” de Chang, utilizado en la química universitaria, simplemente lo establece como “extremadamente alto”, sin asignar valor numérico a la misma. Del mismo modo, el anión sulfato de hidrógeno aparece con un $K_mathrmb$ como “extremadamente bajo”.
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