(NH4)2SO4の0.1M水溶液のpHの計算

質問

(NH4)2SO4の0.1M水溶液のpHを計算しなさい。
ただし、NH3のKb=1.8*10^-5とする。

という問題なのですが、
NH3+H2O⇔NH4+ + OH-と考えて、

　　　　　　NH3+H2O　⇔　NH4+ + OH-
反応前の量　c　　　　　　0　　　0
変化した量　-cα　　　　+cα　　+cα
----------------------------------------------------------------
反応後の量　c(1-α)　　　cα　　cα

Kb=【〔NH4+〕〔OH-〕/〔NH3〕】=【(cα*cα)/{c(1-α)}】
=【cα^2/(1-α)】
NH3は弱酸なので、1-α≒1と考え
(1)【Kb=cα^2】(2)【α=√Kb/c】(3)【〔OH-〕=√cKb】となる。

(2)より、α=【√Kb/c】=【√1.8*10^-5/0.1】=【√1.8*10^-4】
　　　　　=【(√1.8)*10^-2】

〔OH-〕=cα=0.1*(√1.8)*10^-2=○○○*10^-3
〔H+〕=【1.0*10^-14/〔OH-〕】=△△△
pH=-log〔H+〕=-log(△△△)

となって、【√1.8】と【log△△△】の数値が与えられていないと
解けないと考えました。
そうなのでしょうか？解き方自体が間違っているのでしょうか？

回答No.2

gohtraw

この系で成り立つのは
（１）硫酸イオンの濃度は０．１Ｍ
（２）ＮＨ３とＮＨ４＋の濃度の和は０．２Ｍ
（３）溶液全体として電荷は±ゼロ
（４）ＮＨ３の解離平衡
（５）水のイオン積
です。これらから式を立てて連立させればＯＫです。

回答No.1

gohtraw

（１）硫酸アンモニウムなので、お書きの解法中の「Ｃ」は０．２Ｍとなるのではないでしょうか？
（２）これではアンモニア水のｐＨを求めることになりませんか？

　√はまだしも、ｌｏｇは電卓か対数表でもないと無理ですね。

補足

(1)(NH4)2SO4は0.1Mだが、
　(NH4+)“2”なので、cは0.2Mになるということでしょうか？

そうですよね・・・
せめてlogが与えられてないと・・・