Así que para solucionar esto, al parecer, todo lo que necesitas hacer es conectarlo en la ecuación
$$\mathrm{pH} = -\log[\ce{H3O+}]$$
donde la concentración de $\ce{H3O+}$ es de 5M. Pero, ¿por qué podemos asumir esto? No necesitamos crear un hielo tabla de $\ce{HCl + H2O-> H3O+ + Cl-}$ y el uso de la $K_\text{a}$ valor de $\ce{HCl}$ a solucionar esto?
Como se explicó en el pH Paradojas: lo que Demuestra Que No Es Cierto Que el pH ≡ -log[H+] Revista de Educación Química Vol. 83 páginas 752-757.
pH = -log (actividad de los iones hidrógeno).
y "pH de 7,6 M de HCl es acerca de -1.85 (no -0.88)"
Entonces, ¿cómo de lejos es -log (5) = -0.69 de la verdadera respuesta?
A partir de esta tabla de coeficientes de actividad de 5 m de HCl tiene un coeficiente de actividad de 2.38, así que la actividad es de 11.9, que los rendimientos de pH = -1.1.
Por desgracia, la tabla es en términos de la molalidad lugar de molaridad. 5M HCl es de alrededor de 5.5 m y el coeficiente de actividad es dramaticly aumenta con la concentración (ver tabla I de la pH de la paradoja de referencia) por lo tanto la verdadera pH se desvía un poco más de -0.69, pero de pH = -1.1 es una estimación razonable.
Luego tenemos a $\mathrm{pH}=-\log\left[\ce{H3O+}\right]$
Ahora tenemos que comprobar si nuestro resultado es true. Consideramos que $\ce{H3O+}$ en la solución de tener exactamente la misma que la concentración del ácido. Sin embargo, pueden reaccionar con $\ce{HO-}$ debido a que el agua autoprotolyse! $K_\text{a}=10^{14}$ total de la reacción.
$$\ce{H3O^+ + HO^- -> 2H2O}$$
Por lo que la concentración de $\ce{H3O+}$ es aproximadamente constante si $\left[\ce{H3O+}\right]\gg\left[\ce{HO-}\right]$
Por ejemplo, si $\frac{1}{10}\left[\ce{H3O+}\right]>\left[\ce{HO-}\right]$, entonces podemos encontrar el límite para que nuestro reasonning es falsa :
$$ \left[\ce{HO-}\right]\times \left[\ce{H3O+}\right] < \frac{1}{10} \times \left[\ce{H3O+}\right] \times \left[\ce{H3O+}\right] \iff K_\text{e}<\frac{1}{10}\left[\ce{H3O+}\right)^2 $$
Luego tenemos a $\mathrm{pH}<6.5$
Así que si con una fuerte monoacid encontrará $\mathrm{pH}=6.8$ con esta fórmula el resultado no es correcta y que usted tiene que hacer otra aproximación o reasonning!
Aquí tenemos a $\mathrm{pH}=-0.69<6.5$ por lo que encontrar la respuesta correcta. Y en el agua de $\mathrm{pH}$ entre $0$$14$, por lo que su solución es en el $\mathrm{pH} \approx 0$
Existe siete ácidos fuertes que disociar completamente con hidrógeno ( $\ce{HCl}$, $\ce{HBr}$, $\ce{H2SO4}$, $\ce{HClO3}$, $\ce{HClO4}$, $\ce{HI}$, y $\ce{HNO3}$), por lo que el único cálculo que necesita hacer es el logaritmo negativo de la concentración (en Molaridad).
Por lo tanto $\mathrm{pH} = -\log(5.0)$ $=-0.69$
sí, pH = -0.69 aunque la escala de pH, "normalmente", termina a pH = 0.
(Ok, en caso de $\ce{HCl}$ pH será negativo para cualquier solución de más de 2 M)
Sólo para dar una rápida y respuesta lógica, si nos fijamos en las siguientes ácidos:
Estos ácidos arriba son Ácidos Fuertes, lo que significa que se disociar completamente, por lo que, para ese propósito, no hay ninguna necesidad de un cierto valor de K, ya que nada de esto es una reacción de equilibrio.
Sólo un avance de la reacción. $\ce{->}$ no $\ce{<->}$
NOTA: Esto es generalmente para propósitos generales. De no ser super preciso.
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