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化学の問題教えてください
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aからeまでの溶液についてそれらのpHを求めます。 aについて 酢酸の電離は次のようになっています。 CH3COOH ⇔ CH3COO^- + H^+ 元の酢酸の濃度をCとしてその電離度をXとすれば上の式から C *(1-X) = C *X + C * X H^+の濃度はC * Xということになります。 ｐHは -Log([H^-]) ですので pH = -Log（0.01 * 0.04) = 3.40 bについて pH 2の塩酸溶液の塩酸濃度は 2 = -Log ([H^+]) ですから 0.01 mol/l となります。 それを10倍に薄めるのですから塩酸の濃度は0.001 mol/lとなってｐH = 3.00 cについて 0.01 mol/l塩酸溶液10 mlには0.01 * 10 /1000 = 0.0001 mol の塩酸が含まれており、また0.005mol/l水酸化ナトリウム溶液10 mlには 0.005 * 10/1000 = 0.00005 molの水酸化ナトリウムが含まれていることになります。 塩酸に比べて水酸化ナトリウムの量が少なく、すべての水酸化ナトリウムは塩酸によって中和されてNaClになりますのでpHの計算には無関係となります。残った塩酸の量は0.0001-0.00005 = 0.00005 mol となります。 この未反応の塩酸が20 ml の溶液に含まれることになりますので溶液のｐH は - Log (0.00005/20*1000) = 2.60 dについて 塩化ナトリウムは強酸である塩酸と強塩基である水酸化ナトリウムが反応してできるもので溶液のpHは中性と考えることができます。したがって溶液のpHは約7.0 eについて 酢酸ナトリウムの水溶液中ではつぎのような反応が進んでいます。 CH3COO^- + Na^+ + H2O ⇔ Na^+ + OH^- + CH3COOH このため少なくとも溶液はアルカリ性となりpH 7以上となります。 弱酸である酢酸と強塩基であるナトリウムの塩のpHを計算するのは多少複雑になりますので省略しますが0.01 mol/l酢酸ナトリウム溶液ではpH = 8.39 となります。 以上の結果からpHの小さい順にならべますとｃ、b、a、d、e となります。
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- Saturn5
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ａ，ｂは酸性です。 ｃはＨ＋が１×１０＾－４〔ｍｏｌ〕，ＯＨ－が０．５×１０＾－４〔ｍｏｌ〕なので酸性。 ｄは中性、ｅは弱酸と強塩基の塩なので塩基性です。 したがって、ｐＨは、（ａ，ｂ，ｃ）グループ＜ｄ＜ｅ になります。 ａ：〔Ｈ＋〕＝０．０１×０．０４＝４×１０＾－４ ｂ：ｐＨ２より、〔Ｈ＋〕＝１×１０＾－２ １０倍に薄めると、〔Ｈ＋〕＝１×１０＾－３ ｃ：Ｈ＋が１×１０＾－４〔ｍｏｌ〕，ＯＨ－が０．５×１０＾－４〔ｍｏｌ〕 中和後 Ｈ＋〔ｍｏｌ〕＝５×１０＾－４ 体積が２０ｍｌなので、〔Ｈ＋〕＝５×１０＾－５／０．０２＝２．５×１０＾－３ よって、ｐＨはｃ＜ｂ＜ａ＜ｄ＜ｅ
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