イオン濃度

質問

５択の問題なのですが、参考書を見ながら解いても結果が選択肢にないものになってしまい困っているので教えてください！

酢酸は弱酸で、0.20mol/lの塩酸のpHが0.7であるのに対して、同じ濃度の酢酸のpHは2.7である。酢酸は水溶液中で電離平衡の状態である。

log(10)２＝0.30
log(10)３＝0.48

(1)0.20mol/lの酢酸50mlに0.10mol/lの水酸化ナトリウム水溶液50mlを加えた。この水溶液のpHはいくらか。

次の問題は答えが0.7になったのですが、合っていますでしょうか？

(2)0.20mol/lの酢酸50mlに0.20mol/lの塩酸50mlを加えた。この水溶液のpHはいくらか。

よろしくお願いします！

回答No.2

KURUMITO · ベストアンサー

最初に0.2 mol/lの酢酸溶液のｐHが2.7であることから酢酸の電離定数を求めることが必要です。

CH3COOH　　⇔　　CH3COO^- + H^+

電離定数Kは次の式であらわされます。

K = [CH3COO^-] * [H^+] / [CH3COOH]

そこで酢酸の濃度をC、その電離度をh　とすれば次のようになります。

K = Ch * Ch / C(1-h) = C*h^2 / (1-h)

ところでpHが2.7 であることから

pH = - log [H^+] = 2.7

同時に水素イオン濃度は上記の反応では　Cｈ　ですので

10^-2.7 = 0.2 * h

h = 0.009976

K = 0.2 * 0.009976^2 / (1-0.009976) = 2.011 * 10^-5

そこで（1）の問題ですが0.2 mol/l の酢酸溶液は全体が100mlの溶液では0.1mol/lの酢酸溶液と考えることができますが水酸化ナトリウムによってその半分が中和されていますので酢酸濃度は0.05mol/l、酢酸ナトリウムの濃度としては0.05mol/lとなっています。
そこで先の式では

K = [CH3COO^-] * [H^+] / [CH3COOH] = (0.05 *h + 0.05)*[H^+] / 0.05 *(1 - h)

ｈ　は1に比べて十分小さいので　

K = [H^+]

pH = -log(2.011*10^-5) = 4.70

(2)の問題ですが酢酸の濃度が100mlの溶液中では0.1 mol/lで、塩酸が0.1 mol/lです。
酢酸は弱酸で塩酸の存在によって電離が進まずにCH3COOHとして存在し、塩酸からの水素イオンが主体となります。
したがって

pH = -log( 0.1) = 1

お礼

丁寧な解説ありがとうございました！

先に計算していた電離定数の求め方が間違っていたことがわかりました…

もう一度基礎をしっかり定着させようと思います！

回答No.1

gohtraw

解いてみた過程と結果を見せて下さる方が的確にアドバイスできると思います。
感覚的ですが、（２）は０．１ｍｏｌ／Ｌの塩酸とほぼ同じｐＨになるはずで、０．２ｍｏｌ／Ｌと同じ０．７ということはないのではないかと。

お礼

すみません！
色々情報が不足していましたよね…

次回また何か質問することがあれば、解いた過程も載せようと思います！

ありがとうございました！