$ \ ce {pH} = 6.99 $の溶液の濃度$ \ ce {H3O +} $を計算する正しい方法は何ですか？
試行1。
pH < 7、したがって$ \ ce {のみ溶液中のH3O +} $粒子。 $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {-\ ce {pH}} = 10 ^ {-6.99} = 1.02 \ cdot 10 ^ {-7} $
試行2。
$ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {-\ ce {pH}} = 10 ^ {-6.99} = 1.02 \ cdot 10 ^ {-7} $および$ [\ ce {OH-}] = 10 ^ {-\ ce {pOH}} = 10 ^ {-7.01} = 9.77 \ cdot 10 ^ {-8} $。
$ \ ce {H3O + + OH-> 2 H2O} $のため、$ [\ ce {H3O +}] = 1.02 \ cdot10が残ります^ {-7} -9.77 \ cdot 10 ^ {-8} = 4.6 \ cdot 10 ^ {-9} $
pHが小さい場合6より大きいか8より大きい場合、違いに気付くことはありませんが、ここでは対数的に非常に大きくなっています。では、正しい方法は何でしょうか？
コメント
- 'に率直に言ってみましょう。 pH = 7.00の溶液中の$ \ ce {H3O +} $の濃度はどれくらいですか？最初の方法を使用して計算してみてください。そしてあなたの2番目の方法も。真実は今どこにありますか？
- @IvanNeretin私は2番目を信じています。したがって、それは常に2番目の方法である必要があります。しかし、化学の学位を持っている人は、化学者は最初の方法を使用することに同意したと主張しました。2番目の方法を使用することは余分な作業であり、とにかく違いは小さいからです。私はそれを信じなかったので、私の質問です。
- 2回目の試みは間違っています。イオン間には平衡が存在します。イオンは'結合して水分子を形成しません（実際には結合しますが、結合する速度は、水分子が解離して平衡状態でイオンを生成する速度と同じです。正味の変化はありません）。最初の試みは正しいです。
- @wythagoras OK、'を逆に試してみましょう。 pH = 7で、2番目の方法を使用すると（これまで誰も言わなかった場合は間違っています）、$ \ ce {H3O +} $の濃度は0になります。しかし待ってください。 pHとは何ですか？ 定義はどのように定義されていますか？
- ここ'の'の問題点2番目の方法。 $ [\ ce {H3O +}] $から$ [\ ce {OH ^ {-}}] $を引くと、"過剰" $ [\ ce {H3O +}] $の場合、中和反応に$ + \ infty $の平衡定数を暗黙的に割り当てています。本当じゃない;平衡定数は高いですが（$ \ mathrm {k_ {w} ^ {-1} = 10 ^ {14}} $）、無限ではありません。これらの非常に低い濃度では、そのような減算を実行することはできず、平衡定数の有限値を考慮に入れる必要があります。
回答
純水のサンプルを採取すると、水酸化物イオンとヒドロニウムイオンはほとんどなくなります。もちろん、それらは結合して水を形成することができ、そうです、それらは結合しますが、破壊/結合して再びイオンを形成する水分子はほとんどありません。したがって、イオンの濃度と水分子の間には動的平衡が存在します。
$ \ textrm {pH} $は、定義上、ヒドロニウムイオン濃度の負の対数です。
$$ \ textrm {pH} =-\ log [\ ce {H ^ +}] =-\ log [\ ce {H3O ^ +}] $$
あなた次の式にpHの値を代入することにより、H + イオンの濃度を取得できます。
$$ [\ ce {H3O ^ +}] = 10 ^ {\ mathrm {-pH}}。$$
すべてのイオンが結合して水分子を形成するという仮定が正しくないため、試行2に欠陥があります。 常にある濃度のイオンがあり、それらすべてを組み合わせて水分子を生成する必要はありません。あなたの試み1は正解です。
水の平衡と自己イオン化の概念を認識していないようです。参照したい（すべき）良い材料をいくつか選びました。
化学平衡の概念は非常に重要であり、化学で頻繁に遭遇するため、それを学ぶ必要があります。また、化学平衡とともに水の自己イオン化は、酸と塩基を学習するための中心的な概念です。
回答
2つの異なる概念を混同していると思います。必要な酸の量を知りたい場合6.99のpHに到達するために追加するには、水がわずかに解離するという事実を考慮することが重要です。食べた。しかし、それは問題ではありませんでした。質問は単純に
H 3 O +
の濃度はどれくらいかということでした。
これは、pHのpの定義から直接得られます。
$$ \ rm {pH =-\ log_ {10}（[H_3O ^ +]）} $$
単純な数学的再配置により
$ $ \ rm {[H_3O ^ +] = 10 ^ {-6.99}} $$
答えに属さないランダムな科学と混同しないでください…必要以上に難しいです。
回答
小さな誤解があったため、以前の回答は破棄してください。
ここでは、水の自己イオン化も発生し、H + 濃度が増加し、OH –濃度が減少します。また、水からの[H + ]は、共通イオン効果のために10 -7 に等しくなりません。正味[H +] = 10 -pH
また[H + ] = [H 3 O + ]単一のH + が単一の水分子と結合してH3O +を生成するため、試行2で行ったようにOH –は関与しません。
コメント
- 以前の試みで、誤ってその濃度を検討していました。 HClの量が与えられ、pHが計算されます
回答
pHは7に近いので水のヒドロニウムイオン濃度は無視できません。[H3O +水+ H3O +酸から] [OH-] = 10 ^ -14
H2Oは部分的に解離してH3O +とOH-を形成することに注意してください。このプロセスが最終的にイオン生成物と平衡に達すること：[H +] [OH-] = 10 ^ -14
水に酸を加えるとH +が増加し、したがって質量作用の法則により平衡を左に押すと、OH-の濃度が下がります。これにより、H +の濃度がOH-の濃度よりも高くなります。
したがって、実際にはH +の濃度を10 ^（-ph）と見なすことができます。これは、酸と水の両方によるH +の総濃度を示します。H+とOH-の違いを取り、PH自体が見つからないため、試行2は概念的に誤りです。忘れているのは、H +（むしろH3O +）とOH-は溶液中に一緒に存在しますが、他を超えている可能性があります。したがって、最初のアプローチの方が適しています。 pHは、定義上、溶液中の総H +濃度の常用対数の負の値です。
コメント
- $ \ ce {は確かに水からのH +} $は、ここでは無視しないでください'。ただし、'も考慮するべきではありません。 pHはすでにわかっているので、'これらのプロトンがどこから来たのかは気にしません。
- "どちらかを検討"？ H +のほとんどは、酸からではなく水からのものであると見なす必要があります。酸によってもたらされる過剰量はごくわずかであり、これがpHを6.99に低下させます。
- そして'は、pHがわかったのは事実です。 'プロトンがどこから来たのかは気にしません。
- つまり、pHがわかっているので、水の自己イオン化定数を含む計算を行う必要はありません。
- ああ。その意味で。イオン化定数について説明したのは、質問に混乱があったためです。
回答
PH =- log 10 [H3O +] [H3O +] = -antilog 10（PH）[H3O +] = -10 ^ 6.99 antilog b（x）= b ^ xであるため、[H3O +] = 9772372.21
コメント
- 'を誤って使用したため、'非常に高い濃度に達しました。対数/べき乗の特性とマイナス記号の置き忘れ。
- この投稿は非常に腐食性があります！注意してください！