化学Ⅱ 電離平衡の問題です。
0.01mol/L アンモニア水 20ml を、0.01mol/L 塩酸で滴定したとき、中和点におけるpHはいくらか。
ただし、アンモニアの電離定数をKb=1.8 * 10^(-5)mol/L として、小数第一位まで求めよ。
とりあえず滴定に要した塩酸の体積は求めましたが、その後どうすればいいのか分かりません。
どなたか分かりやすく教えてください。よろしくお願いします。
こんばんは
滴定に要した塩酸の体積は20mLですね。全体で40mLとなりました。
NH3+HCl → NH4Cl 左記の変化式によりNH4Cl（塩化アンモニウムという塩）が40mL中に2*10^-4 mol 含まれていることになりますね。
では、NH4Clの濃度を求めておきましょう
モル濃度の計算には次の公式が優れものです
溶質のモル数=aV/1000
a:溶液のモル濃度（ mol/L） V:溶液の体積（mL）
代入しますね
溶質のモル数=aV/1000
2*10^-4 =a*40/1000
a=0.5*10^-2
=5*10^-3 mol/L
塩の加水分解（電離したイオンが水と反応する）を考えてみます
NH4+ + H2O → NH3 + H3O+
前 c
後 c-x x x
加水分解定数Khを書いてみます（電離定数と同様な書き方です）
K=[NH3][H3O+]/[NH4+][H2O]
[H2O]K=[NH3][H3O+]/[NH4+]
水の濃度は一定なので [H2O]K=Kh とすると
Kh=[NH3][H3O+]/[NH4+] ・・・・ア
Kh=x^2/c-x xは非常に小さいので c-x=c と近似
=x^2/c ・・・・・イ
アンモニアの電離定数を考えましょう
NH3 + H2O → NH4+ + OH-
K=[NH4+][OH-]/[NH3][H2O]
[K2O]K=[NH4+][OH-]/[NH3]
水の濃度は一定なので [H2O]K=Kb とすると
Kb=[NH4+][OH-]/[NH3] ・・・・ウ
水のイオン積は Kw=[H+][OH-] でしたね
変形して [H+]=Kw/[OH-]
H+（水素イオン）はH3O+（オキソニウムイオン）と同じですから
[H3O+]=Kw/[OH-] これを ア に代入
Kh=[NH3][H3O+]/[NH4+]
=[NH3]*Kw/[OH-]/[NH4+]
=[NH3]Kw/[NH4+][OH-]
この中に ウ の右辺が隠れていますね
Kh=Kw/Kb イ より 左辺は
x^2/c=Kw/Kb
式を変形すると
x=√c*Kw/Kb 数値を代入しましょう
cは はじめの方で計算した 5*10^-3 mol/L
Kw=1*10^-14 Kb=1.8*10^-5
x=√5*10^-3*1*10^-14/1.8*10^-5
計算途中を省略しますが
x=1.67*10^-6
xはH3O+すなわちH+なのだから
[H+]=1.67*10^-6
pH=-log[H+]なので
pH=-log(1.67*10^-6)
=6-log1.67
=6-0.2227
=5.777
=5.8
強酸弱塩基型の塩ですから加水分解して弱酸性を示すはず
まずまずの値でしょうか
お疲れさまでした 是非一度解き直してみてね 健闘を祈る
