왜 물 해리 상수 Kw가 일정하게 유지됩니까? [닫은]
에서 $\pu{25 ^\circ C}$ 평형에서 가치 $K_\mathrm{w}$ 이다 $\pu{1\times 10^{-14} M}$ 그리고 농도 $\ce{H+}$ 과 $\ce{OH-}$ 동등하다 즉 $\pu{1\times 10^{-7} M}$.
이제 추가하면 $\ce{HCl}$ 그것에 $\ce{HCl}$ 형성 될 것이다 $\ce{H3O+}$ 그래서 농도 $\ce{H+}$변화에 대응하기 위해 평형이 왼쪽으로 이동합니다. 결과적으로$\ce{OH-}$ 감소하지만 왜 여전히 $K_\mathrm{w}$동일하게 유지됩니다. 너무 많이 넣으면$\ce{HCl}$ 1 몰 정도면 완전히 해리되어 $\ce{H3O+}$ 누구의 농도는 $\pu{1 M}$.
이제 어떻게 될까요 $K_\mathrm{w}$? 여전히 일정하지만 그 이유는 무엇입니까? 여전히 농도$\ce{H+}$ 위로 올라갈 수 없다 $1\times 10^{-14}$ 근데 왜?
답변
귀하의 질문은 화학에 대한 귀하의 지식을 반영하므로 가능한 한 간단하게 설명하려고 노력할 것입니다.
물이 포함되어 있기 때문에 전기를 전도 $\ce{H+}$ 과 $\ce{OH-}$ 자동 이온화에 의한 이온 :
$$\ce{H2O <=> H+ + OH- \tag1}$$
이 이온화는 $\pu{25 ^\circ C}$. 따라서 정의에 따르면 :
$$K_\mathrm{w} = [\ce{H+}][\ce{OH-}] = 1.0 \times 10^{-14} \tag2$$
따라서 순수한 물의 정의에 따르면 $ [\ce{H+}]=[\ce{OH-}]= 1.0 \times 10^{-7}$. 그리고, Le Chatelier의 원리라고 불리는 화학에서 널리 받아 들여지는 원리가 있습니다.
Le Chatelier의 원리는 반응의 화학적 평형에 대한 관찰입니다. 시스템의 온도, 압력, 부피 또는 농도의 변화는 새로운 평형 상태를 달성하기 위해 시스템에서 예측 가능하고 반대되는 변화를 초래할 것이라고 말합니다.
따라서 반응물 (반응의 왼쪽에있는 종)의 농도를 높이면 반응이 오른쪽 (더 많은 제품)으로 이동하는 반면, 생성물 (반응의 오른쪽에있는 종)의 농도를 높이면 반응이 왼쪽 (더 많은 반응물). 일정한 온도에서 종의 농도 (예 :$\ce{H+}$ 과 $\ce{OH-}$ 방정식에서 $(1)$) 새로운 평형 상태가 변경되면 평형 상수는 동일하게 유지됩니다. 즉, 평형 상수는 온도에만 의존합니다.
Le Chatelier의 원리에 따르면, 방정식에서 $(1)$, 더 추가하는 경우 $\ce{H+}$ 또는 $\ce{OH-}$(RHS), 평형은 더 많은 물을 만들어 그 양을 줄이기 위해 조정될 것입니다. 하지만이 추가는 일정한 온도에 있기 때문에$K_\mathrm{w}$ 일정하게 유지됩니다.
사용자 Mathew Mahindaratne의 대답 은 훌륭하지만 요점을 설명하고 싶습니다. 평형은 화학 방정식으로 주어집니다.
$$\ce{H2O <=> H+ + OH- \tag1}$$
그리고 수학 방정식은 일반적으로 다음과 같이 축소됩니다.
$$K_\mathrm{w} = [\ce{H+}][\ce{OH-}] = 1.0 \times 10^{-14} \tag2$$
그러나 일반적으로 평형 표현에 대해 생각하면 (1)에 대한 수학적 표현이 다음과 같아야 함을 알 수 있습니다.
$$K^*_\mathrm{w} =\dfrac{[\ce{H+}][\ce{OH-}]}{[\ce{H2O}]}\tag{3}$$
여기서 요점은 희석 된 수용액의 경우$[\ce{H2O}]$ 상수이므로 다음과 같습니다.
$$K_\mathrm{w} = [\ce{H2O}]\times K^*_\mathrm{w} = [\ce{H+}][\ce{OH-}]\tag{4}$$
따라서 상당한 양의 혼 화성 유기 용매를 포함하는 용액은 "희석 한 수성"용액이 아니며 수학 방정식 (2)이 유지되지 않습니다. 이것은 수학적 방정식 (3)이 훨씬 더 좋을 것이라는 말이 아니라 단순한 평형 표현이 실패하는 이유를 이해하기 위해 묶는 것입니다.
주어진 온도에서 물의 자동 해리 속도는 일정하지만 이온 재결합 속도는 $[\ce{H+}][\ce{OH-}]$. 두 이온이 서로 만날 확률에 비례하기 때문에 반응 속도는 확산에 의해 제한되기 때문입니다. 에 따르면 위키 백과 ,
역 재조합 반응 $\ce{H3O+ + OH− -> 2 H2O}$ 알려진 가장 빠른 화학 반응 중 하나이며 반응 속도 상수는 $\pu{1.3×10^11 M−1 s−1}$실온에서. 이러한 빠른 속도는 분자 확산 속도에 의해 속도가 제한되는 확산 제어 반응의 특징입니다.
[H +] 변화의 역학은 다음과 같습니다.
$$\frac{\mathrm{d}[\ce{H+}]}{\mathrm{d}t} = k_1 - k_2[\ce{H+}][\ce{OH-}]$$ 어디 $$K_\mathrm{w} = \frac{k_1}{k_2}$$ 과 $$k_1 = k_{1\mathrm{a}}[\ce{H2O}]$$
암시 $[\ce{H2O}] \simeq \pu{55 mol/L}$ 일정합니다.
그 결과 평형 상태에서 이온 농도의 곱은 일정해야합니다.
만약 $[\ce{H+}][\ce{OH-}] \gt K_\mathrm{w}$, 그러면 이온이 더 빨리 재결합하고 물이 동일해질 때까지 해리됩니다.
만약 $[\ce{H+}][\ce{OH-}] \lt K_\mathrm{w}$그러면 물이 더 빨리 해리되고 이온이 동일해질 때까지 재결합합니다.
이온 강도 및 활성 계수 또는 기타 비이 온성 화합물의 주요 존재가 문제를 복잡하게 만들지 만 화학 평형의 일반적인 원리로서 위의 내용은 여전히 남아 있습니다.