(NH4)2SO4の0.1M水溶液のpHを計算しなさい。
ただし、NH3のKb=1.8*10^-5とする。
という問題なのですが、
NH3+H2O⇔NH4+ + OH-と考えて、
NH3+H2O ⇔ NH4+ + OH-
反応前の量 c 0 0
変化した量 -cα +cα +cα
----------------------------------------------------------------
反応後の量 c(1-α) cα cα
Kb=【〔NH4+〕〔OH-〕/〔NH3〕】=【(cα*cα)/{c(1-α)}】
=【cα^2/(1-α)】
NH3は弱酸なので、1-α≒1と考え
(1)【Kb=cα^2】(2)【α=√Kb/c】(3)【〔OH-〕=√cKb】となる。
(2)より、α=【√Kb/c】=【√1.8*10^-5/0.1】=【√1.8*10^-4】
=【(√1.8)*10^-2】
〔OH-〕=cα=0.1*(√1.8)*10^-2=○○○*10^-3
〔H+〕=【1.0*10^-14/〔OH-〕】=△△△
pH=-log〔H+〕=-log(△△△)
となって、【√1.8】と【log△△△】の数値が与えられていないと
解けないと考えました。
そうなのでしょうか?解き方自体が間違っているのでしょうか?
A 回答 (2件)
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No.2
- 回答日時:
この系で成り立つのは
(1)硫酸イオンの濃度は0.1M
(2)NH3とNH4+の濃度の和は0.2M
(3)溶液全体として電荷は±ゼロ
(4)NH3の解離平衡
(5)水のイオン積
です。これらから式を立てて連立させればOKです。
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