• ベストアンサー
  • すぐに回答を!

pHを求める問題

溶解度積 [Al~3+][OH]=2.0*10~(-32) Kb=[NH~4 +][OH -]/[NH~3]=2.0*10~(-5) log2=0.301, log3=0.477, log5=0.699 という条件で、 0.10 mol/l のAl(NO~3)~3の水溶液0.25mlに、水1.0mlを入れ、 6.0 mol/l の NH~4Cl を 0.10ml 加え、 6.0 mol/l の NH~4OH を 0.15ml 加えて、 Al(OH)~3の沈殿が起こった後のpHを求めよ。 と言う問題で、 全体積は、0.25+1.0+0.10+0.15= 1.5 (ml) [NH~4 +]=6.0*0.10/1.5=0.6/1.5= 2/5 (mol/l) [NH~3]=6.0*0.15/1.5=6.0*0.1=0.6= 3/5 (mol/l) ∴Kb=[NH~4 +][OH -]/[NH~3]=2.0*10~(-5)より、 [OH~-]=2.0*10~(-5)*3/5*5/2= 3*10~(-5) pOH=-log(3*10~-5) =5log10-log3 =5(log5+log2) - log3 =5(0.699+0.301) - 0.477 =4.523 pH=14-pOH =14-4.523 =9.477 と、Al(OH)~3が沈殿する前?のpHは求めることが、恐らくこれで出来たと思いますが… Al(OH)~3 の沈殿が生じた分だけ pH が少し下がり、pH=9.39になるらしいのです。 どうやってその値を求めるのかがどうしてもわかりません… できるだけ詳しい解説で教えて頂けませんでしょうか…お願い致します。

共感・応援の気持ちを伝えよう!

  • 回答数2
  • 閲覧数381
  • ありがとう数1

質問者が選んだベストアンサー

  • ベストアンサー
  • 回答No.2
  • nious
  • ベストアンサー率60% (369/605)

アルミン酸イオンは、過剰量の強塩基を加えた場合のみ生じる筈。 弱塩基による pH=9 程度では、十分に無視出来るくらい僅かしか生じないでしょう。

共感・感謝の気持ちを伝えよう!

質問者からのお礼

答えは結局分からずじまいですが、ベストアンサーを選ばないと、次の質問が出来ないので、ベストアンサーと言うことにさせて頂きます。

質問者からの補足

投稿ありがとうございます。 ところで、pH=9.39はどうやって求めれば良いのでしょう??

その他の回答 (1)

  • 回答No.1
  • alwen25
  • ベストアンサー率21% (272/1253)

アルミニウムは両性金属ですので、 アルミン酸ナトリウムも出来ると思います。

共感・感謝の気持ちを伝えよう!

質問者からの補足

pH=9.39を求め方の質問なのですが?? かつNa~+は一体どこから登場したのですか???

関連するQ&A

  • 溶解度積の問題

    溶解度積 [Al~3+][OH]=2.0*10~(-32) Kb=[NH~4 +][OH -]/[NH~3]=2.0*10~(-5) という条件で、 0.10 mol/l のAl(NO~3)~3の水溶液0.25mlに、水1.0mlを入れ、 6.0 mol/l の NaOH を 0.15ml 加えた時、Al(OH)~3の沈殿は起こるか、 と言う問題で、 全体積は、0.25+1.0+0.15= 1.4 ml NaOHは強塩基なので完全電離するので、 [OH~-]=[NaOH]=6.0*0.15/1.4= 0.9/1.4= 9/14 mol/l Al(NO~3)~3は金属イオンと非金属イオンの結晶の水溶液なので完全に電離するので、 [Al~3+]=[Al(NO~3)~3]=0.10*0.25/1.4=0.025/1.4=25/1400= 5/280= 1/56 mol/l よって、 [Al~3+][OH~-]~3 =1/56*(9/14)~3 =1*9*9*9/56/14/14/14 ≒0.0047 = 4.7*10~(-3) > 2.0*10~(-32)=Ksp なので、Al(OH)~3の沈殿有りと思ったのですが、 答えは、沈殿なしでした… どこで間違えているのでしょうか? 完全に行き詰ってしまいました… ご指摘何卒お願いいたします。

  • pHの計算

    MR指示薬2~3滴を垂らした0.05MのNaCl溶液50mlに 0.1MのHCl溶液0.05mlを加えた際のpHを求めよという問題があり わからないなりにかなり強引にやってみたんですが NaClのモル数:0.05(mol/L)×50/1000(L)=2.5×10^-3(mol) HClのモル数:0.1(mol/L)×0.05/1000(L)=5.0×10^-6(mol) この時OHの方が多いので OH^-の残量が(2.5×10^-3)mol-(5.0×10^-6)mol=2.495×10^-3(mol) OH^-のmol濃度は2.495×10^-3(mol)/(50+0.05)×10^-3(L)=0.049850(mol/L) pOHは-log〔OH^-〕なので-log(4.985×10^-2)=1.302 pH+pOH=14なので14-1.302≒12.7 と、おかしな値が出てしまいこの場合どう計算すれば良いかもさっぱりで困っています… どなたか正しい計算を高校生のアホウでも分かるようにご教示していただけませんか 何卒宜しくお願い致しますm(。。;)m

  • pHの計算について

    水酸化カルシウムが溶解している1.0ℓの水溶液のpHを計算で知る方法がネットにありました。 Ca(OH)2の分子量=74 7.4mgが溶解した水のpHは7.4*10^(-3)/74=1.0*10^(-4)mol/L 電離度は1で計算 1.0*10^(-4)mol/Lの水酸化カルシウムではOH-は2.0*10^(-4)mol/L pOH=log(10)2.0*10^(-4)=4-log(10)2=3.699 とありました。この計算によると中性の水に塩基である水酸化カルシウムを 溶解するのに量が少ないと酸性になります。このことについて解説を いただきたいのですが。当方学生時代は化学が好きでしたが、何十年も 離れてほとんど素人です。よろしくお願いします。

  • pOH

    【問題】 pH=9.7の水酸化ナトリウム水溶液の水酸化物イオン濃度[OH^-]を求めよ。log[10]2.0=0.30とする。(但、以下では見やすくするために、底10は省略して入力する。) 【解答例】 [H^+]=1.0*10^(-9.7)=1.0*10^(-10+0.30)=1.0*10^(-10)*10^0.30 10^0.30=Xとすると、0.30=logxだから、x=2.0となる。よって、[H^+]=2.0*10^(-10) ここで、 [H^+]*[OH^-]=2.0*10^(-10)*[OH^-]=1.0*10^(-14)だから、[OH^-]=5.0*10^(-5) 【質問】 下記の解き方はどこが間違っているのですか。解答例を理解することはできるのですが、私のやり方のどこがいけないかは分かりません。高校生向けの教示をお願いします。 pH+pOH=14だから、9.7+pOH=14となる。よって、 pOH=4.3 -log(OH^-)=4.3 log(OH^-)=-4.3 [OH^-]=1.0*10^(-4.3)

  • pHの求め方

    化学の宿題で出た問題なのですが、 pH5の塩酸の水素イオン濃度は、[H+]=(  )[mol/l] pH9の水酸化ナトリウム水溶液の水酸化物イオンの濃度 [OH-]=( ) [mol/l] 2.0x10^-3 mol/lの塩酸水溶液のpHを求めよ。 また、このときの[OH-]を求めよ。ただしlog2=0.301とする。 という問題があり、pH5の[H+]は10^-5。pH9の[OH-]は10^-5 という答えが出せたのですが、2.0x10^-3 mol/lの問題が どのようにやればいいのか分かりません。(1.0x10^-3の 場合ならpH=3となることは分かります。) 解き方のヒントを教えてください。また、他の回答も合っているか教えていただけると嬉しいです。よろしくお願いいたします。

  • (NH4)2SO4の0.1M水溶液のpHの計算

    (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?

  • 水酸化物の沈殿生成について

    [Al^3+]:1mol/Lの塩化アルミニウム溶液に炭酸水素アンモニウム溶液を加え、水酸化アルミニウムの沈殿が生成されるときのpHは、 Al(OH)3の溶解度積をKsp=5*10^(-33)とすると、 [Al^3+][OH^-]^3>Kspのとき沈殿が生成されることから、 [OH^-]^3>Ksp/[Al^3+]=5*10^(-33) [OH^-]>5^(1/3)*10^(-11) pH>-log10{10^(-14)/[OH^-]}≒3.2 となり、計算上ではpH=3.2程度以上で沈殿が生成される。 と考えたのですが、考え方はあっているのでしょうか。また、溶解度積の理論は飽和溶液の場合にのみ適用できるといった説明を拝見したのですが、今回のような非飽和溶液の場合はこの計算は適用できないのでしょうか。ちなみに、実際測定を行ったところpHが約3.8のときに沈殿の生成が確認されました(素人なため誤差があると思われます)。 化学についてたいした知識は無いのですが、至急調べてほしいと頼まれ困っているので宜しくお願いします。

  • pHの計算

    50mLビーカー2個(A,B)を用意します。Aビーカーにメスシリンダーを用いて25mLの2mol/L NH4OH(4はHの右下に付きます)と25mLの水を量りとり、よく攪拌して均一溶液にします。この溶液をAとします。A溶液からホールピペットを用いて、正確に5mL取り出し、Bビーカーに入れます。このBビーカーにメスシリンダーを用いて水45mLを加えよく攪拌します。 このときに、 (1)溶液A中の[NH4OH](NH4OH濃度)とpH (2)溶液B中の[NH4OH]とpH を求めなさい。ただし、NH4OHの解離定数はK=1.79×10^(-5)とする。 …という問題なのですが、頭が混乱してしまい、ややパニック状態です。 (1)では、Kが小さいとはいえ、NH4OHはアンモニウムイオンと水酸化物イオンに解離しているわけですが、25mLの水により濃度及びpHがどのように変化するかがわかりません。 どなたか教えてください。

  • phについて

    1000mlの水に2Nの水酸化ナトリウム水溶液を0.1ml加えた場合のphはどのようにして求めればいいのですか?水酸化ナトリウム水溶液が少ないから無視するとかはなしでお願いします。 僕が計算した方法を一応書きます。 [OH-]=0.0001/1.0001×2=0.00019998・・・ pOH=log[OH-]=-log0.00019998≒3.7 [H+]+[OH-]=14 なのでphを10.3と計算したのですが間違ってますか?間違っている箇所がありましたら指摘をお願いします。

  • pHの問題。

    自分の出した答えが問題集と違っていたので、添削をお願いします。 酢酸の電離定数Kaを1.77×10^(-5) (mol/l)として、次の溶液のpHを求めよ。 (1)2.0×10^(-2)mol/lの酢酸水溶液 10.0mlと、   2.0×10^(-3)mol/l の塩酸 10.0ml を混合した溶液。 [H+]=√(c・Ka)   (cは酢酸のモル濃度) より、 [H+]=【√{2.0×10^(-2)×1.77×10^(-5)}×10/1000                     +2.0×10^(-3)×10/1000】×1000/20 pH=-log[H+]   =2.84  となったのですが、答えが2.93でした(汗) (2)1.5×10^(-2)mol/lの酢酸、1.5×10^(-2)mol/lの酢酸ナトリウム水溶液、および3.0×10^(-3)mol/lの塩酸をそれぞれ10mlずつ混合した溶液。 まず、1.5×10^(-2)mol/lの酢酸、1.5×10^(-2)mol/lの酢酸ナトリウム水溶液をそれぞれ10mlずつ混合した時の水素イオン濃度は、 [H+]=(c・Ka)/ c’ (cは酢酸のモル濃度、c’は酢酸ナトリウムのモル濃度) より、 [H+]={1.5×10^(-2)×10/1000×1.77×10^(-5)}                 ÷{1.5×10^(-2)×10/1000}   =1.77×10^(-5) までは分かったのですが、塩酸を加えたときの水素イオン濃度が分かりません。ちなみに答えは4.6になるそうなのですが・・・ この解き方の分かる方、お願いします!