ある1価の酸Aの水溶液10.00mlを三角フラスコに取り、これを0.100mol/lの水酸化ナトリウム水溶液で滴定した。このとき加えた水酸化ナトリウム水溶液の体積とpHの変化の一部を表に示す。この表の値を用いて回答せよ。
     体積(ml)         pH
      0            3
      1            4.05
      2.5          4.52
      5            5  
      7.5          5.48
      9.5          6.28
     10.5         10.99
     11           11.96   
     13           12.57
     16           12.7

(1)酸Aの水溶液の濃度は何mol/lか(有効数字3桁)。また、酸Aの水溶液の電離度はいくらか(有効数字1桁)。
(2)この中和滴定の実験の指示薬として誤って変色域がpH4.2~4.4のものを用いた。このとき求めた酸Aの水溶液の濃度は、酸Aの正しい濃度の何倍になるか。


答えは出してみたけど、おかしいような・・・
(1)の濃度だけでも、誰か解説してください・・・お願いします

A 回答 (3件)

(1)


NaOH溶液16 mlを加えたpH12.7の溶液において、

log[H+] = -12.7
log[OH-] = -14 + 12.7 = -1.3
= -(log10 + log2)
= log (1/10 * 2)
[OH-] = 1/20 = 0.05 (mol/l)

よって、溶液中のOH-の量は 0.05(10 + 16) = 1.3 (mmol)

pHの変化から、「[AH] = [A-] となる点」のpHは5付近であることがわかります。
そこでpH12.7において解離していない酸の量は無視でき、
加えたNaOHの量は 0.1 * 16 = 1.6 (mmol) だから、
1.6 - 1.3 = 0.3 (mmol) の酸が最初に存在していたことになります。
よって濃度は、0.3 / 10 = 0.03 (mol/l) になると思います。
有効数字3桁だから、0.0300でいいでしょう(わざわざ3桁とする意図がわかりませんが)。

また、酸の溶液のpHが3なので、[H+] = 10^-3 (mol/l) ですから、電離度は
10^-3 / 0.0300 = 0.03 でいいと思います。

(2)
指示薬の変色域は、関係する化学種の吸収スペクトルにもよりますが、大体2くらいの範囲にわたっていて、pH4.2~4.4というのは原理的にありえないと思います。もし問題が本当にこうなら、適切ではないといえそうです。
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(!)



酸Aの強さがわからない以上、pHの値がいくつでで中和したのか
はわかりませんから次のような方法を使って答えると思われます。

酸の解離反応を HA → H+ + A- とします。

NaOH水溶液を16mL加えた時について考えます。

陽イオンと陰イオンの数は同じでなくてはならないので

[H+] + [Na+] = [OH-] + [A-]
(ただし[X]は化学種Xの濃度)

ここでpHの値から考えて[H+]は[Na+]に対してほとんど
無視できますから

[A-] = [Na+] - [OH-]

[Na+]は加えたNaOHの量が分かっているので計算できますし、
[OH-]もpHの値から求まります。

そして、酸はほとんど完全に中和しているはずですから[HA]は
[A-]に対して無視できますので最初の酸のモル数は、この時点での
[A-」のモル数と同じと考えても良いはずです。

よって[A-]/(10+16)×10が最初の酸の濃度になります。

酸の濃度が分かればNaOHを加える前のpHの値から電離度が計算
できます。
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(1)について


 前回の質問(参考 URL)で aruberihi さんが回答されている内容で充分なような気がしますが。どこがわからないのでしょうか。答えは出したという事ですので,それをお示し下されば,もう少し具体的な回答も出来るかも知れません。

(2)について
 pH 4.2~4.4 の指示薬を使った場合,表の pH 4.52 で変色するはずです。つまり,この時点で酸Aは中和された事になり,使用した水酸化ナトリウム水溶液の量から酸Aの濃度が求まります。
 この濃度を(1)で求めた濃度と比べれば,答えが・・・。

参考URL:http://www.okweb.ne.jp/kotaeru.php3?q=59668
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