中和滴定の問題について

質問

〈問題文〉
0.036mol/Lの酢酸水溶液(pH=3.0)10.0mLを中和するのにXmol/LのNaOHを18.0mL要した。この時のXを求めよ。

〈解説〉
解説だと　0.036mol/L×10mL=Xmol/L×18.0mLなのですが、私は酢酸は弱酸なので電離度が1より小さいと考え0.001mol/L×10.0mL=Xmol/L×18.0mLとしました。どこがダメであるかを指摘してください。

回答No.2

buramoa · ベストアンサー

おはようございます。

電離度は結果的に、計算には必要ありません。

酢酸水溶液は以下のような状態にあります。

CH3COOH ⇔ CH3COO- + H+

この「⇔」がミソです。確かに酢酸をC mol溶かすとC×αmol の酢酸イオンと水素イオンになります（C：初濃度、α:電離度）。この時、水酸化ナトリウムで中和滴定を行うと、Cα molの酢酸イオンと水酸化ナトリウムが反応します。その後、化学平衡を保つため、残った酢酸がさらに電離し、酢酸イオンと水素イオンになります。そして、先ほどのように滴定が進みます。再び残った酢酸が電離して・・・。滴定→電離→滴定を繰り返します。結果、酢酸は全て消費されるため、計算上に電離度は必要ないため、解説には書いていないということです。ゆえに、

0.036mol/L×10mL=Xmol/L×18.0mL

で良いということです。

回答No.1

hg3

中和反応の計算に電離度を持ち込む必要はありません。

単に
CH3COOH＋NaOH→CH3COONa＋H2O
で考えれば良いのです。

この反応式から酢酸と水酸化ナトリウムが1mol対1molで反応することが分かります。
ですから、解説の計算の通りになります。