Miért gyenge az erős savból képződő bázis?

Ha leadni erősen tudja, akkor vissza gyengén veszi.

Ami történik az az, hogy a HCl disszociál, (H+ és Cl- ionokra esik), és azok újra összeállnak. Ha az egyik nagyobb lelkesedéssel történik mint a másik, akkor az egyensúly az egyik irányba fog eltolódni. A Cl- ion nagyon szeret megszabadulni a H+-tól, de csak vonakodva áll vele össze újra, pont ezért van az, hogy szinte minden HCl disszociált állapotban van. Pont ez az erős sav jellemzője. Egy gyenge sav savmaradéka jóval erősebb bázis, jobban szereti visszavenni a protonját, ergo kevesebbet hagy meg a víznek.

A nyilakat nem látom, nem tudom mi és mi között vannak, de a nagyobb/vastagabb nyilak általában azt jelzik, hogy melyik irányba van eltolva az egyensúly.

Azt, hogy a Cl- és a H+ miért szeret annyira disszociálva lenni, sajnos nem tudom megmondani. A reakciókat az energiaminimumra törekvés hajtja, aminek két összetevője van: a belső energia minimalizálása és az entrópia maximalizálása. (Ugyanis az entrópia negatív előjellel számít bele az energiába, így nagy entrópia = kicsi energia).

Az ionok disszociációjakor az entrópia mindenképp megnövekszik, mert az a szabad részecskék számától nagyon függ, így ha egy részecskéből (HCl) két részecske lesz (H+ + Cl-), akkor az entrópia nagyon megnő és ez ugye az enegiaminimum felé löki a rendszert. Nagy entrópia = jó, azaz szétesés = jó.

Viszont az ionok ugye szeretnek együtt maradni, mert az ellentétes töltések vonzzák egymást, és ha messzire kerülnek egymástól, az nem hogy csökkenti, de épp hogy növeli a belső energiájukat. Én azt gyanítom, hogy azok az ionos vegyületek, amiknél valamilyen okból a hidrátburok kompenzálja a másik ion hiányát, azok szeretnek disszociálni (és kihasználni az entrópiát), amiknél a hidrátburok valamiért nem (teljesen) kompenzálja a másik ion hiányát, azok meg nem szeretnek, és inkább részben együtt maradnak.

De ezt nem tudom teljesen biztosra mondani, ami biztos az az, hogy ha az energiaminimumát valahogy úgy találja meg, hogy teljesen disszociál, akkor erős sav, ha meg nem teljesen disszociál, akkor gyenge.

"(Ugyanis az entrópia negatív előjellel számít bele az energiába, így nagy entrópia = kicsi energia)"

Ez így konkrétan nem igaz. Az entrópia 0 K hőmérsékleten a legkisebb (tökéletes kristályban 0).

Sadam, van amikor a korrekció csak rosszat tesz. Nyilván egyszerűsítettem, mert ami minket érdekel, az az entrópia szorozva az abszolút hőmérséklettel, nem pedig maga az entrópia. De a sav-bázis reakciók meg a középiskolai pH példák is jellemzően nem kockára fagyott oldatokra vonatkoznak. Olvassuk úgy, hogy "a nagy entrópia (olyan hőmérsékleteken ahol van egyáltalán értelme vizes sav-bázis reakciókról beszélni) = kicsi energia).

Ráadásul ha jól értem akkor itt valamit össze is keversz. A nagy entrópia mint a reakciót hajtó energiatényező jött szóba, nem pedig mint két különböző rendszer energiájának összehasonlítása. Amiről te beszélsz az az hogy alacsony entrópiájú rendszerek (kristályok) alacsony hőmérsékleten figyelhetőek meg, pont azért, mert ott az entrópiatényező (T*S) már kisebb jelentőségű, mint a molekulákat összetartó energiák, vagyis a részecskék lemondanak valamennyi entrópiáról cserébe a másodlagos kötések nyújtotta ebergiaminimalizációért. Ahol a kettő egyenlő, ott vannak a fázisátmenetek.

"az az entrópia szorozva az abszolút hőmérséklettel, nem pedig maga az entrópia."

Aminek viszont nincs köze a belső energiához. A T*S tényező a szabadenergia (Helmoltz energia), illetve a szabadentalpia (Gibbs energia) definíciójában szerepel.

F = U-T*S

illetve

G = H-T*S

"Olvassuk úgy, hogy "a nagy entrópia (olyan hőmérsékleteken ahol van egyáltalán értelme vizes sav-bázis reakciókról beszélni) = kicsi energia)."

Megint csak nem igaz. Egy exoterm folyamat épp azért megy nagyobb eséllyel végbe, mert hőt ad le a rendszer a környezetnek, azaz növeli annak az entrópiáját. Ebben az esetben akár az is előfordulhat, hogy magának a rendszernek az energiája csökken.

Ugyanakkor vannak spontán endoterm folyamatok is, azaz itt összességében növekszik az entrópia (és mivel itt a rendszer kap hőt, annak az entrópiája mindenképp növekszik), miközben a belső energiája is növekszik.

Az energia minimum elve csak zárt rendszerben érvényes, akkor ha a rendszer entrópiája állandó. A kérdésben szereplő esetben ez aligha áll fenn. (Az más kérdés, hogy gyakran e a fenti eseten kívül is alkalmazzák, de ekkor gyakran hibás eredményre vezet.)

[link]

"hogy alacsony entrópiájú rendszerek (kristályok) alacsony hőmérsékleten figyelhetőek meg"

Mint egy gyémánt kristály? Az elvan pár ezer °C fokon is. :D

Bocsánat, egy javítás az előző válaszomhoz (a második idézetre való reakciónál):

"Ebben az esetben akár az is előfordulhat, hogy magának a rendszernek az energiája csökken."

Entrópiát akartam írni, nem energiát. Exoterm reakciónál a rendszer entrópiája akár csökkenhet is, ha a leadott hő nagyobb mértékben emeli a környezet entrópiáját. (A belső energia elég egyértelmű, hogy csökken exoterm reakció esetén. :S)

"Aminek viszont nincs köze a belső energiához."

Nem beszéltem belső energiáról. A válaszomban arról van szó, hogy mi hajtja a reakciókat: megszabadulni a belső energiától és növelni az entrópiát. Értem én hogy kened-vágod, de ha nem azt korrigálod, ami a kérdés volt.

A gyémánt számára az 1000 fok még alacsony hőmérséklet, hol mondtam ennek ellent? Nyilván a T*S 1000 fokon se tudja ellensúlyozni a C-C kötés energiáját. Ennek hol mondtam ellent?

Tök jó lenne ha a vita kedvéért vitatkozást elvinnéd máshova, mert szerencsétlen kérdező már az alapoknál el van akadva, nincs szükség itt arra, hogy ki tudja ugyanazt a fizkémet kicsit más szavakkal elmagyarázni.