高一化学について。
今、
〔H+〕=酸の価数×モル濃度×電離度a
などなどの所をやってるのですが、
電離度が0.025や0.013などの時(0.010や0.0010などじゃない時)の計算の仕方が分かりません。
こんな問題です。
0.10mol/Lのアンモニア水300ml中に存在する水酸化物イオンOH−は何mol/Lか。電離度は0.013とする。
この問題、最初から分からないのですが、300mlというのが、どんな計算をすればいいのかわからないんです。
あと、イオン濃度ではなく、電離度を求めるときはどんな計算をすれば良いのでしょうか?
これはまた別の問題なのですが、
0.040mol/LのアンモニアNH3のphは11であった。この時の電離度aを求めよ。
分かりやすく解説して頂けると嬉しいです。
No.1ベストアンサー
- 回答日時:
【はじめの問題】
アンモニア水(0.1mol/L)が、300mL=0.3Lあるとしたら、溶液中のアンモニアNH₃の物質量(mol)は
0.1[mol/L]×0.3[L]
で求まります。アンモニアNH₃は電離すると、
NH₃+H₂O →NH₄⁺+OH⁻
となります。一価の塩基なので、NH₃ひとつから、 OH⁻がひとつでてますね。そして、電離度が0.013なので、最初に求めたNH₃の物質量を仮に1とすると、0.013のNH₃からOH⁻が出る。これをさっきの式に続けて立式すると、
0.1[mol/L]×0.3[L]×1[価]×0.013
となる。これで、このアンモニア水から出ているOH⁻のmol数が求まります。最後に全体を300mL=0.3Lで割って、
(0.1[mol/L]×0.3[L]×1[価]×0.013)÷0.3[L]
=0.1[mol/L]×1[価]×0.013
となります。
かなり回りくどい説明にはなりましたが、なるほど質問主様の言う、「モル濃度×価数×電離度」になりました。
━━━━━━━━━━━━━━━━━━━━━━━
〈補足〉
ただ単純に、
OH⁻のモル濃度[OH⁻]=モル濃度×塩基の価数×電離度
というのは、
①元の塩基がどれくらい溶けているか。
②その塩基ひとつから、いくつのOH⁻が出るか。
③塩基は全体の何割が電離する(OH⁻を出す)のか。
を掛け合わせているという認識で結構です。
酸の場合[H⁺]についても同様。
━━━━━━━━━━━━━━━━━━━━━━━
実際に計算してみると、
0.1[mol/L]×1[価]×0.013=0.0013[mol/L]
となり、これが答えです。
【2つ目の問題】
pH11というのは、定義から、
[H⁺]=10⁻¹¹
ということになります。ここで25°Cの水溶液中で成り立つ「水のイオン積」と呼ばれる関係式(説明割愛)
Kw=[H⁺][OH⁻]=10⁻¹⁴
が問題文中に与えられていると思われるので、これを利用して、
10⁻¹¹×[OH⁻]=10⁻¹⁴
∴ [OH⁻]=10⁻³=0.001[mol/L]
が求まる。この値を、お馴染みの
[OH⁻]=モル濃度×塩基の価数×電離度
に、アンモニア水のモル濃度(0.04mol/L)と、NH₃の塩基の価数(1価)を用いてそれぞれ代入すると、
0.001[mol/L]=0.4[mol/L]×1[価]×(電離度α)
これをαについて解いて、
α=0.0025=2.5×10⁻³
となります。
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