なぜ水解離定数Kwが一定のままなのですか？[閉まっている]

Question

で $\pu{25 ^\circ C}$ 平衡状態では、 $K_\mathrm{w}$ です $\pu{1\times 10^{-14} M}$ との濃度 $\ce{H+}$ そして $\ce{OH-}$ 等しいすなわち $\pu{1\times 10^{-7} M}$。

今追加すると $\ce{HCl}$ それに $\ce{HCl}$ 形成されます $\ce{H3O+}$ だからの集中 $\ce{H+}$増加するため、平衡は左にシフトして変化を打ち消します。結果としての集中$\ce{OH-}$ 減少しますが、なぜそれでも $K_\mathrm{w}$同じままです。追加しすぎると$\ce{HCl}$ 1モルなどの場合、完全に解離して形成されることがわかります $\ce{H3O+}$ その濃度は $\pu{1 M}$。

だから今何が起こるのか $K_\mathrm{w}$？それはまだ一定のままですか？しかし、なぜですか？まだの集中はありますか$\ce{H+}$ 上に上がることはできません $1\times 10^{-14}$ しかし、なぜ？

Answer 1

あなたの質問はあなたの化学の知識を反映しているので、私はこの説明をできるだけ簡単に保つように努めます。

水は含まれているので電気を通します $\ce{H+}$ そして $\ce{OH-}$ 自動イオン化によるイオン：

$$\ce{H2O <=> H+ + OH- \tag1}$$

このイオン化はで一定であると定義されています $\pu{25 ^\circ C}$。したがって、定義上：

$$K_\mathrm{w} = [\ce{H+}][\ce{OH-}] = 1.0 \times 10^{-14} \tag2$$

したがって、純水の定義により、 $ [\ce{H+}]=[\ce{OH-}]= 1.0 \times 10^{-7}$。そして、ルシャトリエの原理と呼ばれる化学の広く受け入れられている原理があります：

ルシャトリエの原理は、反応の化学平衡についての観察です。システムの温度、圧力、体積、または濃度の変化は、新しい平衡状態を達成するために、システムに予測可能で反対の変化をもたらすと述べています。

したがって、反応物（反応の左側の種）の濃度を上げると、反応が右側（より多くの生成物）に駆動され、生成物（反応の右側の種）の濃度を上げると、反応が左（より多くの反応物）。一定の温度では、種の濃度が（例えば、ここでは$\ce{H+}$ そして $\ce{OH-}$ 方程式で $(1)$）新しい平衡状態が変更されても、平衡定数は同じままです。言い換えれば、平衡定数は温度のみに依存します。

ルシャトリエの原理によると、方程式では $(1)$、さらに追加する場合 $\ce{H+}$ または $\ce{OH-}$（RHS）、より多くの水を作ることによってその量を減らすために平衡が調整されるでしょう。しかし、この添加は一定温度であるため、$K_\mathrm{w}$ 一定のまま。

Answer 2

ユーザーMathewMahindaratneの答えは素晴らしいですが、私は要点を詳しく説明したいと思います。平衡は化学反応式で与えられます：

$$\ce{H2O <=> H+ + OH- \tag1}$$

数式は通常、次のようになります。

$$K_\mathrm{w} = [\ce{H+}][\ce{OH-}] = 1.0 \times 10^{-14} \tag2$$

ただし、一般的な平衡式について考えると、（1）の数式は次のようになります。

$$K^*_\mathrm{w} =\dfrac{[\ce{H+}][\ce{OH-}]}{[\ce{H2O}]}\tag{3}$$

ここでのポイントは、希薄水溶液の場合、$[\ce{H2O}]$ は定数であるため、次のようになります。

$$K_\mathrm{w} = [\ce{H2O}]\times K^*_\mathrm{w} = [\ce{H+}][\ce{OH-}]\tag{4}$$

したがって、かなりの量の混和性有機溶媒を含む溶液は「希薄水溶液」ではなく、数式（2）は成り立たない。これは、数式（3）が大幅に優れていると言っているのではなく、単純な平衡式が失敗する理由をある程度理解できるようにするためです。

Answer 3

与えられた温度で、水の自己解離の速度は一定であると言うことができますが、イオンの再結合の速度はに比例します $[\ce{H+}][\ce{OH-}]$。反応速度は拡散によって制限されるため、確率に比例して2つのそのようなイオンが互いに出会う。ウィキペディアによると、

逆組換え反応 $\ce{H3O+ + OH− -> 2 H2O}$ は既知の最速の化学反応の1つであり、反応速度定数は $\pu{1.3×10^11 M−1 s−1}$室温で。このような速い速度は、分子拡散の速度によって速度が制限される拡散律速反応の特徴です。

[H +]の変化の動力学は次のようになります。

$$\frac{\mathrm{d}[\ce{H+}]}{\mathrm{d}t} = k_1 - k_2[\ce{H+}][\ce{OH-}]$$ どこ $$K_\mathrm{w} = \frac{k_1}{k_2}$$ そして $$k_1 = k_{1\mathrm{a}}[\ce{H2O}]$$

意味する $[\ce{H2O}] \simeq \pu{55 mol/L}$ は一定です。

その結果、平衡状態でのイオン濃度の積は一定でなければなりません。

場合 $[\ce{H+}][\ce{OH-}] \gt K_\mathrm{w}$、その後、イオンはより速く再結合し、水は等しくなるまで解離します。

場合 $[\ce{H+}][\ce{OH-}] \lt K_\mathrm{w}$、次に水はより速く解離し、イオンは等しくなるまで再結合します。

イオン強度と活量係数、または他の非イオン性化合物の主要な存在は物事を複雑にしますが、化学平衡の一般原理としての上記は残ります。