酢酸ナトリウムという塩を水に溶かしたとき、
CH3COONA+H2O→CH3COOH+NAOH となり、
酢酸は弱酸で、水酸化ナトリウムは強塩基だから、
その水溶液の液性は塩基性である。・・・これでいいんですか?
それとも酢酸と水の加水分解をかかなくてはいけないんですか?

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A 回答 (2件)

>CH3COONA+H2O→CH3COOH+NAOH となり


>酢酸は弱酸で、水酸化ナトリウムは強塩基だから、
>その水溶液の液性は塩基性である。・・・これでいいんですか?

えーっと、違います。
そもそもNaは水溶液中で水和によりNaイオンになるのが安定であるため、

  CH3COONa+H2O→CH3COO- + Na+

となり、Naイオンの状態で安定です。
ここで、酢酸ナトリウムが塩基性である理由は、CH3COO-イオンに原因があります。

酢酸は、そもそも水溶液中で

  CH3COOH <-> CH3COO- + H+   ・・・(*)

という平衡が成り立ち、弱酸性を示します。
ここで、酢酸ナトリウムを水に溶かした場合、先に書いたとおり、Naイオン自体はそのままで、酢酸イオンが溶媒の水分子と、

  CH3COO- +H2O <-> CH3COOH + OH-

の平衡生じるため、結果的に弱アルカリ性を示すことになります。
つまり、酢酸イオンが、水溶液中で(*)の平衡を成り立たせるために溶媒からH+を奪うことにより、OH-が余るのです。
  
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この回答へのお礼

すごくよくわかりました。
どうもありがとうございます。

お礼日時:2001/05/03 23:25

質問の意味が良くわかりませんが、酢酸ナトリウムは水溶液中ではCH3COO-とNa+イオンに電離しています。

また、CH3COO-はH2Oと反応し、CH3COOHとOH-となりますし、Na+もH2Oと反応し、NaOHとH+となり平衡状態を作ります。このとき、酢酸の乖離定数と水酸化ナトリウムの乖離定数を比較すると水酸化ナトリウムの方が乖離定数が大きいので水溶液中にはOH-が多く存在することになります。逆にいうとH+は非常に少ない状態です。よって水溶液はアルカリ性を示します。pHは水素イオン濃度から計算します。もしくは酢酸ナトリウムは弱酸と強塩基との塩なのでその水溶液はアルカリ性を示すでは駄目でしょうか?
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この回答へのお礼

ありがとうございました。

お礼日時:2001/05/03 23:30

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「問題
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ただし酢酸のモル濃度は0.10mol/L 酢酸ナトリウムのモル濃度は0.10mol/Lとする。」





この問題の回答では起こる反応は
酢酸ナトリウムの電離、酢酸の電離(可逆反応)、水の電離(可逆反応)
だけとして解いていたのですが

酢酸ナトリウム由来の酢酸イオンは水素イオンと反応しませんか?(加水分解)

Aベストアンサー

平衡定数が与えられている問題でいつまでも電離度にこだわって解こうとしていることが混乱の原因になっています。平衡定数を使う立場であれば電離度は必要ないのです。教科書がいつまでも電離度を使った解き方をしているのはおかしいです。(計算の結果得られた値を用いて電離度を計算することはできます。それは酸がどの程度電離しているのかが知りたいという希望がある時の話です。問題を解く上で電離度という量が必要であるということではありません。余計な量を持ちこんでいるのでその量に付随する新たな疑問が生じてしまうのです。)

平衡の式に入ってくるのは平衡が成立している時の酢酸イオンCH3COO^-の濃度です。酢酸由来の酢酸イオンであるか、酢酸ナトリウム由来の酢酸イオンであるかの区別はありません。
平衡の式に入ってくるということは
CH3COOH⇔CH3COO^-+H^+
の右辺にある酢酸イオンはどちらに由来するものであるかを問題にしていないということです。(問題にしようと思っても不可能です。)

平衡が成立している時の[CH3COO^-]に対して、[CH3COO^-]=[Na^+]に相当する分を酢酸ナトリウム由来、残りを酢酸由来の酢酸イオンだとしているのは量的な判断です。そうみなしているだけのことです。イオンについての粒子的な判断ではありません。

この判断をもとにして電離度の値も求めることができます。電離度は結果として分かる量です。

ところが電離度を解法の出発点においてしまうと「酢酸が電離度に従って電離する」⇒「電離で生じた酢酸イオンが酢酸ナトリウム由来の酢酸イオンと合わさって平衡の式に入ってくる」⇒「平衡の式を満すためには酢酸ナトリウム由来の酢酸イオンが減らなくてはいけない」というような流れをイメージしてしまいます。これがあなたの疑問になっています。

問題文の数値の与え方もおかしいですね。
濃度しか与えられていませんから、混合溶液中での濃度であるとするしかありません。
混ぜたという表現にはなっていないのですから「酢酸ナトリウムの濃度が0.10mol/L」なんて言えないのです。[Na^+]=0.10mol/Lだということを「酢酸ナトリウムの濃度が0.10mol/Lだとみなしている」のです。酢酸をNaOHで中和して行った時の途中の状態であるのかもしれません。NaOHに酢酸を過剰に加えて行ったのかもしれません。その場合、「酢酸ナトリウム由来の酢酸イオンが水素イオンと反応するのではないか」というような疑問は出てきませんね。

この問題で、分かっているのは
[CH3COOH]+[CH3COO^-]=0.20mol/L
[Na^+]=0.10mol/L
だけです。

pHを求めるのであれば
電荷の保存の式と平衡の式を使います。
[H^+]+[Na^+]=[CH3COO^-]+[OH^-]  (1)
[CH3COO^-][H^+]/[CH3COOH]=K    (2)
[H^+][OH^-]=Ko                (3)

これは[H^+]についての3次方程式になります。
[H^+]>>[OH^-]であるとすると式(1)で[H^+]に対して[OH^-]を無視してしまうことができますから2次方程式になります。解くことができます。電離度など使う必要はありません。(pH<6であれば十分です。これで100倍以上の違いが出てきます。)

近似をさらに進めたい時でもこの式でやればいいです。
[H^+]<<[Na^+]であれば (1)から[CH3COO^-]≒[Na^+]
[CH3COOH]≒[CH3COO^-]≒[Na^+]=0.10mol/L
(2)から[H^+]≒K
(この計算が緩衝溶液での問題で出てくるものです。酢酸の1/2中和点でのpHを求めています。滴定曲線の変化がゆるくなっているところの中点です。)

「酢酸水溶液のpHは?」
「酢酸ナトリウム水溶液のpHは?」
「酢酸を水酸化ナトリウムで中和して行った時の1/2中和点でのpHは?」
 ・・・・
 ・・・・

すべて上で出てきた式で表されています。違うのは[Na^+]=cの数値だけです。

参考
[CH3COOH]+[CH3COO^-]=[Na^+]=cとすれば酢酸ナトリウム水溶液のpHを求める問題になります。その時、[H^+]<<[OH^-]が成り立つようであれば同じようにして解くことができます。pH>8という場面に相当します。少し荒くなりますが条件を[OH^-]/[H^+]>10 としてもいいでしょう。

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さすがに、水溶液ですよね?
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「危険すぎます」と書きましたが、第1に中和熱の問題です。
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あえて、あげるのならば、
第2に生成する塩の問題
水が少ないと、中和反応で生成した塩が析出してくる場合も考えられます。
まあ、こちらが問題になるようでは、第1の問題は大問題になっていますけどね。


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