強塩基による弱酸の適定

質問

0.100M酢酸50.0mLに0.100MNaOH60.0mL加えたときのpHで、どうして生成された酢酸ナトリウムについては考えずに過剰の[OH-]のpHだけを考えるのですか？
詳しい解説お願いします。

回答No.5

org1

#3です。寝ぼけていて初歩的なミスをしました。お恥ずかしい…
過剰のアルカリの濃度は0.1*0.01/0.11=0.009090でした。
これを元に計算すると1.100*10^-12[H+]となり
有効数字三桁の場合
ｐＨ=11.95=12.0
となります。

あくまでも無視できるかどうかの検算ですから，
正式には加水分解平衡の移動量をαなどと置いて
平衡定数Khの方程式を解くのがよいです。
ただ，非常に煩わしい計算なので，その計算が必要かどうか確認するときに，このような検算をを行うわけです。

なお，以上の計算は加量後の体積が110mlになる前提で解いています。
また，有効数字は計算途中は+1桁未満「切り捨て」法に依っています。

回答No.4

org1

#3です。補足です。
先の解答は，酢酸ナトリウムの加水分解平衡が移動していない，つまり[OH-]が最大量として計算しています。
それでも無視できるということです。
実際は過剰のアルカリによって
AcO- + H2O →(平衡) AcOH + OH-
は左に傾きますので
さらに酢酸ナトリウムの関与は小さくなりますから
確実に無視できるということになります。

回答No.3

org1

過剰のアルカリだけから濃度を求めると0.1*0.11=0.011[OH-]
中和された酢酸ナトリウムの加水分解による濃度は
温度により電離定数が異なるので一概に言えないが，普通はｐＨ9位になりますから10^-5[OH-]程度でしょう。
0.011
0.00001(+
-------
0.01101
となり，一桁離れますので有効数字によっては無視できることになります。
具体的にはこの場合は有効数字二桁なら確実に無視できます。
三桁はやってみないと分からないことになります。
やってみると
[H+]=9.090^-13→ｐＨ12.04=12.0(0.011で計算)
[H+}=9.082^-13→ｐＨ12.04=12.0(0.01101で計算)
で，結果的に無視できることが分かります。
ただ，酢酸ナトリウムのｐＨを9と仮定しての話ですので三桁は何とも言えません。

回答No.2

noname#62864

事実上、過剰になったOH-の濃度が溶液のOH-の濃度と一致するからです。
それまでに加えた（はじめの50mlに由来する）OH-は事実上、酢酸との中和反応に使われ、その時点では、極めて低濃度になっているので、過剰のOH-を加えた後には、無視できるということです。

[OH-]と[H+]の積は水のイオン積と呼ばれ、これが一定の値になりますので、[OH-]がわかればpHがわかることになります。

回答No.1

noname#69788

pHを考えるのではなく、指示薬の色が急変するまでビューレットの中の滴下した量で濃度を求めます。