$ \ ce {pH} = 6.99 $ 인 솔루션에서 $ \ ce {H3O +} $ 농도를 계산하는 올바른 방법은 무엇입니까?
시도 1.
pH < 7, 따라서 $ \ ce { 용액의 H3O +} $ 입자. $ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {-\ ce {pH}} = 10 ^ {-6.99} = 1.02 \ cdot 10 ^ {-7} $
시도 2.
$ [\ ce {H3O +}] = 10 ^ {-\ ce {pH}} = 10 ^ {-6.99} = 1.02 \ cdot 10 ^ {-7} $ 및 $ [\ ce {OH-}] = 10 ^ {-\ ce {pOH}} = 10 ^ {-7.01} = 9.77 \ cdot 10 ^ {-8} $.
$ \ ce {H3O + + OH–> 2 H2O} $ 때문에 $ [\ ce {H3O +}] = 1.02 \ cdot 10 ^ {-7}-9.77 \ cdot 10 ^ {-8} = 4.6 \ cdot 10 ^ {-9} $
pH가 더 작은 경우 6보다 크거나 8보다 크면 차이가 눈에 띄지 않지만 여기서는 대수적으로 매우 큽니다. 그렇다면 올바른 방법이 무엇인지 궁금합니다.
댓글
- '가 솔직하게 말하도록하세요. pH = 7.00 인 용액에서 $ \ ce {H3O +} $의 농도는 얼마입니까? 첫 번째 방법을 사용하여 계산해보십시오. 그리고 두 번째 방법도 있습니다. 지금 진실은 어디에 있습니까?
- @IvanNeretin 두 번째를 믿습니다. 따라서 항상 두 번째 방법이어야합니다. 그러나 화학 학위를 가진 누군가는 화학자들이 첫 번째 방법을 사용해야한다는 데 동의했다고 주장했습니다. 두 번째 방법을 사용하는 것은 불필요한 작업이 될 것이고 어쨌든 차이가 작기 때문입니다. 나는 그것을 믿지 않았기 때문에 내 질문입니다.
- 두 번째 시도는 잘못되었습니다. 이온 사이에는 평형이 있습니다. 이온은 ' 물 분자를 형성하기 위해 결합하지 않습니다 (실제로는하지만 결합하는 속도는 평형 상태에서 이온을 생성하기 위해 물 분자가 해리되는 속도와 같습니다. 순 변동 없음). 첫 번째 시도가 맞습니다.
- @wythagoras 좋습니다. '는 다른 방법으로 시도해 보겠습니다. pH = 7에서 두 번째 방법을 사용하면 (아무도 말하지 않은 경우 잘못된 것입니다) $ \ ce {H3O +} $의 농도를 0으로 얻을 수 있습니다.하지만 기다리십시오. pH는 무엇입니까? 정의 ?
- 여기 ' '가 두 번째 방법. $ [\ ce {H3O +}] $에서 $ [\ ce {OH ^ {-}}] $를 빼면 " 초과 " $ [\ ce {H3O +}] $, 중립화 반응에 $ + \ infty $의 평형 상수를 암시 적으로 할당합니다. 이것은 사실이 아닙니다. 평형 상수는 높지만 ($ \ mathrm {k_ {w} ^ {-1} = 10 ^ {14}} $) 무한하지 않습니다 . 이러한 매우 낮은 농도에서는 그러한 빼기를 수행 할 수 없으며 평형 상수의 유한 값을 고려해야합니다.
Answer
순수 샘플을 채취하면 수산화물과 하이드로 늄 이온이 거의 없습니다. 물론, 그들은 결합하여 물을 형성 할 수 있고 맞습니다. 그들은 결합하지만 분해 / 결합하여 이온을 다시 형성하는 물 분자는 거의 없습니다. 따라서 이온 농도와 물 분자 사이에는 동적 평형 이 존재합니다.
$ \ textrm {pH} $는 정의상 하이드로 늄 이온 농도의 음의 로그입니다.
$$ \ textrm {pH} =-\ log [\ ce {H ^ +}] =-\ log [\ ce {H3O ^ +}] $$
당신 다음 공식에서 pH 값을 대입하여 H + 이온의 농도를 얻을 수 있습니다.
$$ [\ ce {H3O ^ +}] = 10 ^ {\ mathrm {-pH}}. $$
모든 이온이 결합하여 물 분자를 형성한다는 가정이 틀 렸기 때문에 시도 2는 결함이 있습니다. 이온의 농도는 항상 이며 이들 모두는 결합하여 물 분자를 생성 할 필요가 없습니다. 맞아요.
물의 평형과 자기 이온화의 개념을 모르는 것 같습니다. 참조하고 싶은 좋은 재료를 몇 개 골랐습니다.
화학 평형의 개념은 매우 중요하며 화학에서 자주 접하게되므로 반드시 배워야합니다. 또한 화학 평형과 함께 물의자가 이온화는 산과 염기를 배우는 핵심 개념입니다.
답변
두 가지 다른 개념을 혼동하고 계신 것 같습니다. 산의 양 이 필요한지 알고 싶다면 6.99의 pH에 도달하기 위해 추가하려면 물이 약간 해리된다는 사실을 고려하는 것이 중요합니다 ated. 그러나 그것은 질문이 아닙니다.질문은 간단합니다.
H 3 O +
의 농도는 얼마입니까?
이는 pH의 p 정의에서 바로 따릅니다.
$$ \ rm {pH =-\ log_ {10} ([H_3O ^ +])} $$
간단한 수학적 재 배열을 통해
$ $ \ rm {[H_3O ^ +] = 10 ^ {-6.99}} $$
답에 속하지 않는 임의의 과학 조각과 자신을 혼동하지 마십시오. 필요 이상으로 어렵습니다.
답변
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여기서 물의자가 이온화도 일어나서 H + 농도를 증가시키고 OH – 농도를 감소시킵니다. 또한 물의 [H + ]는 일반적인 이온 효과로 인해 10 -7 과 같지 않습니다. 순 [H +] = 10 -pH
또한 [H + ] = [H 3 O + ] 단일 H + 가 단일 물 분자와 결합하여 시도 2에서했던 것처럼 OH –를 포함하지 않고 H3O +를 제공하기 때문입니다.
댓글
- 이전에 실수로 시도한 결과 그 농도를 고려했습니다. HCl이 주어지고 pH가 계산됩니다.
답변
pH는 7에 가깝습니다. 물의 하이드로 늄 이온 농도는 무시할 수 없습니다. [H3O + 물 + 산에서 H3O +] [OH-] = 10 ^ -14
H2O는 부분적으로 분리되어 H3O +와 OH-를 형성합니다. 이 과정은 마지막으로 이온 생성물과 평형에 도달합니다 : [H +] [OH-] = 10 ^ -14
산이 물에 첨가되면 H +가 증가하고 따라서 질량 작용의 법칙에 의해 평형이 왼쪽으로 밀면 OH-의 농도가 감소합니다. 이것이 H +의 농도가 OH-의 농도보다 커지는 방식입니다.
그래서 실제로 H +의 농도를 10 ^ (-ph)라고 할 수 있습니다. 이것은 산과 물 모두에 의해 H +의 총 농도를 제공합니다. 당신의 시도 2는 당신이 H +와 OH-의 차이를 취하고 PH 자체를 발견하지 않았기 때문에 개념적으로 잘못된 것입니다. 당신이 잊어 버린 점은 H + ( 오히려 H3O +)와 OH-는 용액에 함께 존재하지만 다른 것보다 많을 수 있습니다. 따라서 첫 번째 접근 방식이 더 적합합니다. pH는 정의에 따라 용액에서 총 H + 농도의 공통 로그의 음의 값입니다.
설명
- $ \ ce { 물에서 나온 H +} $는 ' 여기서 무시해서는 안됩니다. 그러나 '도 고려 해서는 안됩니다. 우리는 pH를 이미 알고 있으므로 ' 양성자가 어디에서 왔는지 신경 쓰지 않습니다.
- " 둘 중 하나를 " 고려 했습니까? 우리는 대부분의 H +가 산이 아닌 물에서 나오는 것으로 간주해야합니다. 산에 의해 소량의 과잉 만 기여하고 이것이 pH를 6.99로 낮추는 것입니다.
- 그리고 이제 우리가 pH를 알고 있다는 것이 사실입니다. ' ' 양성자가 어디에서 왔는지 신경 쓰지 않습니다.
- 글쎄요. pH를 알기 때문에 ' 물 자체 이온화 상수와 관련된 계산을 할 필요가 없습니다.
- 오. 그런 의미에서. 질문에 약간의 혼란이 있었기 때문에 이온화 상수에 대해 간단히 설명했습니다.
Answer
PH =- log 10 [H3O +] [H3O +] = -antilog 10 (PH) [H3O +] =-10 ^ 6.99 antilog b (x) = b ^ x 따라서, [H3O +] = 9772372.21
댓글
- ' 당신은 '를 잘못 사용했기 때문에 대수 / 지수와 마이너스 기호를 잘못 배치했습니다.
- 이 게시물은 부식성이 매우 높습니다! 조심하세요!