酸化還元平衡について

質問

以下の問いがどうしてもわかりません。分かる方教えてください。お願いします。

2(Ag+）＋Pb⇔2Ag＋(Pb2+)　
この反応の平衡定数Ｋは

Ｋ＝　［Pb2+]/([Ag+]^2)　＝3×10＾31　（なお固体AgおよびPbの活量は１とした。）

で表される。

Ag+ の初期濃度が0.02。Pb2+の初期濃度が0.1である。
平衡定数が大きいことを考慮して、平衡時のPb2+とAg+の濃度を求めなさい。

みなさんお願いします。

回答No.3

nious · ベストアンサー

とりあえずKがでかいから、Ag^+が完全にPb^2+になったとします。すると

2Ag^+ Pb ⇔ 2Ag + Pb^2+ より [Ag^+]=0, [Pb^2+]=0.1+(0.02/2)=0.11

こっからPb^2+のx(M)が反応してAg^+になったと考えると、

[Pb^2+]/[Ag^+]^2=(0.11-x)/(2x)^2≒0.11/(2x)^2=K より、

[Ag^+]=2x=6.1*10^(-17)、[Pb^2+]=0.11

回答No.2

c80s3xxx

この問題は不備があります．
十分過剰の金属Agと金属Pbが共存していることが明記されていません．
そうでなければこのような酸化還元平衡を考えることができませんが，問題条件では単にイオンの溶液だけとも取れます．
あたりまえですが，Ag+ と Pb2+ を含む溶液は，別に簡単に作れます．それだけでは酸化還元反応はおこりません．

補足

説明不足で申し訳ないです。
金属Pbと金属Agは電池のように過剰量存在します。

回答No.1

noname#160321

電荷を考えると、
平衡定数から平衡はほとんど右側へずれることから正負は、
[Ｐb^2+]－[Ｐb^2+]0=２([Ａg^+]0－[Ａg^+])　(mol/L)
さらに平衡定数が非常に大きいので右辺の二項目は無視でき、
[Ｐb^2+]=２[Ａg^+] ＋ [Ｐb^2+]0 =0.04 ＋ 0.1 = 0.14 (mol/L)
[Ａg^+]=√{1.4×10^-1×(1/3)×10^-31}=10^-16×√0.47≒6.8×10^-17 (mol/L)

補足

2(Ag+）＋Pb⇔2Ag＋(Pb2+)
僕はこの反応がすべて右に進んだとしてもPb^2+の濃度は0.1＋0.01＝0.11以上にはならないように思います。
Pb2+の濃度がこれを超えるのはなぜでしょうか？