中和滴定の問題について。

質問

25度において、1.0mol/Lの酢酸水溶液10mlと、1.0mol/Lの塩酸5.0mlを混ぜた溶液に、精製水を加えて100mlにする。この溶液に、2.0mol/Lの水酸化ナトリウム水溶液12.5mlを徐々に滴下したときのphの値を求めよ。
この問題の、解き方が分からなくて困っています。
できれば、教えていただきたいです。

回答No.2

KURUMITO · ベストアンサー

強酸である塩酸と弱酸である酢酸を水酸化ナトリウムで滴定すれば滴定曲線は2段の形のものになるでしょう。
滴定の最初の段階では塩酸が主役でその濃度は1.0mol/lの塩酸5.0mlを100mlにしているのですから0.05mol/lの塩酸溶液となっています。したがって溶液のpHは

pH = -Log[H^+] = -Log0.05 = 1.30

この塩酸が中和される点は

0.05 *100 / 2.0 = 2.5 ml

の水酸化ナトリウムを滴下した段階です。その状態では弱酸である酢酸が水酸化ナトリウムとはほとんど未反応の状態で存在しています。この時の酢酸の濃度は

0.1 *100 / (100+2.5) = 0.08 mol/l

この時のpHは酢酸の電離定数が1.8 * 10^-5 ですので

1.8 * 10^-5 = [CH3COO^-] * [H^+] / [CH3COOH]

酢酸の電離度をX　　、濃度をCとすれば

1.8 * 10^-5 = C*X * C*X / C*(1-X) で　X　は1に比べて十分に小さいので

1.8 *10^-5 = X^2 / C = X^2 / 0.08

X = 1.2 * 10^-3

pH = -Log( 0.08 * 1.2 *10^-3) = 4.02

すなわち水酸化ナトリウムを2.5ml滴下した段階では溶液のpHはほぼ4の状態にあります。その後水酸化ナトリウムの滴下を続けることで酢酸が中和されることになります。酢酸の中和に必要な水酸化ナトリウムの量は

0.1 * 100 / 2.0 = 5 ml

すなわち5 + 2.5 = 7.5 mlの水酸化ナトリウムを滴下した段階で塩酸及び酢酸が中和されたことになり、滴定曲線は急速にpH7以上になります。難しい計算になりますが酢酸が中和されて酢酸ナトリウムになった状態でのpHは約8.9となります。
水酸化ナトリウムを12.5ml滴下した段階では中和反応に使われなかった水酸化ナトリウムの量は

0.025 - 0.005 - 0.01 = 0.01 mol

水酸化ナトリウムの濃度は

0.01 / (100+12.5) * 1000 = 0.0889 mol/l

[H^+]*[OH^-] = 10^-14 ですから　

[H^+] = 10^-14 / 0.0889 = 1.13 * 10^-12

pH = - Log[H^+] = 11.9

すなわち滴定が終了した段階では溶液のｐHが11.9になるということになります。

回答No.1

gohtraw

それぞれの成分の量は
　酢酸：１＊１０＾－２モル
　塩酸：５＊１０＾－３モル
　水酸化ナトリウム：２．５＊１０＾－２モル
で水酸化ナトリウムが過剰ですから、二種の酸は全て消費されます。従って生成するのは
　酢酸ナトリウム：１＊１０＾－２モル
　塩化ナトリウム：５＊１０＾－３モル
であり、未反応の水酸化ナトリウムが１＊１０＾－２モル残ります。これが合計１１２．５ｍｌに溶けているので、水酸化物イオン濃度はほぼ
（１＊１０＾－２）／０．１１２５　ｍｏｌ／Ｌ
になるはずです（酢酸ナトリウム等が共存する影響は無視しうる）。