中和の理解
中和は、酸と塩基が反応して塩と水を形成する化学反応です。重要な原則は、酸からの水素イオン（H+）のモルが、完全な中和のために塩基からの水酸化物イオン（OH-）のモルに等しくなければならないことです。
中和されたモルを計算する手順
1。バランスの取れた化学式を書きます： 酸塩基反応のバランスのとれた化学式を書くことから始めます。これにより、酸と塩基の化学量論比が示されます。
* 例： HCl（酸） + naOH（ベース）→NaCl（塩） +H₂O（水）
2。溶液のモル濃度と体積を決定します：
*溶液のモル溶液（m）が必要になります。これは、溶液あたりの溶質のモルを表します。
*リットルの溶液の体積（v）も必要です。
3。既知の化合物のモルを計算します：
*式を使用： moles =molarity（m）x volume（l）
*これにより、あなたが働いている酸またはベースのほくろが与えられます。
4。バランスの取れた方程式の化学量論を使用します：
*バランスの取れた方程式は、酸と塩基のモル比を示します。たとえば、上記のHClおよびNaOH反応では、比率は1：1です。
*この比率を使用して、中和される化合物のモルを決定します。
例：
NaOHの溶液と反応するHClの0.100 m溶液が25.0 mlの溶液があるとしましょう。
1。バランスの取れた方程式： HCl + NaOH→NaCl +H₂O
2。 HClのモル濃度と体積：
* m =0.100 mol/l
* v =25.0 ml =0.025 l
3。 HClのモル：
* HCl =0.100 mol/L * 0.025 L =0.0025モルのモル
4。 naoh（中和）のモル：
*比率は1：1であるため、0.0025モルのHClは0.0025モルのNaOHを中和します。
重要な考慮事項：
* 滴定： 既知の濃度の溶液が未知の溶液の濃度を決定するために使用される滴定実験で作業している場合、滴定のエンドポイントは完全な中和を示します。
* 強酸と弱酸/塩基： 酸または塩基の強度は計算に影響します。強酸/塩基は完全にイオン化しますが、弱いものは部分的にしかイオン化しません。弱酸と塩基の平衡定数（KAまたはKB）を考慮する必要があるかもしれません。
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