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...

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