わかる方教えてください

質問

こんにちは
問題が解けずに困っています
どなたか教えていただけないでしょうか？

こんにちは。以下の問題がわからなくて困っています。わかる方教えてくださいませんか？
どうかよろしくお願いします

１ 0.02M 酢酸50mLに0.02M酢酸ナトリウム30mLを加えたらpHはいくらになるか？

２ ここに0.1MNaOHを2mL加えたらpHはいくらになるか？

３ pH4.53の塩酸水溶液80mLに0.1MNaOH水溶液2mLを加えたらpHはいくらになるか？

回答No.2

KURUMITO

１について
酢酸ナトリウムは水の中では
CH3COONa →　CH3COO^- + Na^+
と完全に電離します。
また、酢酸はその一部が電離して
CH3COOH →　CH3COO^- + H^+
そこで酢酸ナトリウムの濃度をA、酢酸の初期濃度をBとし、その電離度をα、酢酸の電離定数をKとすれば次の関係が成り立ちます。
K =　（A + Bα）* Bα / B (1-α)
ここで酢酸の電離度αは1に比べて十分に小さいので
K = (A + Bα)α
K = Aα + Bα^2
AとBが同じ濃度であり、αが1に比べて十分小さいので
K = Aα
α= K/A
ここで水素イオン濃度はBαですから
pH = -log[H^+] = -logBα = -log B*K/A = -logB + -logK + logA
ところで酢酸の-logKはpKと呼ばれ、その値は文献によれば
pK = 4.76
また、
A = 0.02 * 30 / 80 = 0.0075 mol/l
B = 0.02 * 50 / 80 = 0.0125 mol/l
したがって
pH = -logB + 4.76 +logA = -log0.0125 + 4.76 + log0.0075 = 1.90 + 4.76 -2.12 = 4.54

２について
加えられた水酸化ナトリウムによって酢酸の一部が減少し酢酸ナトリムになったと考えることができますので
1の関係で
A = ( 0.02 * 30 + 0.1 * 2) / 82　= 0.00976
B = ( 0.02 * 50 - 0.1 * 2) / 82 = 0.00976
pH = -log0.00976 +4.76 + log0.00976 = 4.76

３について
pH 4.53 の塩酸溶液の水素イオン濃度は
pH = -log[H^+]
[ H^+ ] = 2.95 * 10^-5 mol/l
したがって塩酸の総量は
2.95 * 10^-5 * 80 / 1000 = 2.36 * 10^-6 mol
加えた水酸化ナトリウムの量は
0.1 * 2/1000 = 2.00 * 10^-3 mol
加わえた水酸化ナトリウムは塩酸を中和するために使われるもののその量は無視できる。
水酸化ナトリムの濃度は
0.1 * 2 / 82 = 0.00244 mol/l
この濃度が水酸化物イオン濃度となります。一方水酸化物イオン濃度と水素イオン濃度の関係は水のイオン積（Kw)で表されますので
Kw = [H^+]*[OH^-] = 10^-14
pH = -log[H^+] = -log(10^-14 / 0.00244) = 11.4

回答No.1

NiPdPt

おやおや、同じ質問が出てきたぞ。

http://okwave.jp/qa/q7559829.html

で、講義で習ったんじゃないですか？全くわからないんですか？ここでは丸投げは嫌われるので少しは考えてから質問した方がいいです。それと、そもそも酢酸のpKaが必要だということはわかっていますか？

それと、１は簡単に計算できるとしても、一般論としてこの手の計算は面倒なのでやりたくないものです。解き方に関しては、「緩衝溶液　pH　計算」ででも検索すれば見つかります。２に関しては酢酸と酢酸ナトリウムの混合物と見なして計算します。３に関しては緩衝作用を考える必要はありませんので、単に中和されなかった分の水素イオン濃度（あるいは水酸化物イオン濃度）を計算すればいいです。お困りのようですので、この程度のアドバイスはしますが、計算する気は一切ありませんのであしからず。