pHと滴定の問題

未知濃度の酢酸20mlを0.1MNaOHで滴定した時18mlで終点に達した。酢酸の酸解離定数を10^-5とする。当量点に達した時の被滴定液のpHを求めよ。

この問題をこのように解きました。

酢酸の濃度をxとして x*20/1000=0.1*18/1000

x=0.09M

当量点での式はH+=(KaKw/CA)^1/2より H+=1.05*10^-9

pH=8.97


解答がないのでこれであっているか教えて欲しいです。

No.1 回答者： NemurinekoNya 回答日時： 2014/08/06 04:10

pH = 8.97という数字を見て、すぐに変だと思いませんか？

これだと、酢酸はアルカリ性ということになりますよ（ニコニコ）。

x = 0.09Mは正しいとして、
この内の10^(-5)だけ、酢酸は水素イオンになっているというワケでしょ。
　[H+] = 0.09×10^(-5)
となるのじゃないかな。
　pH = -log(0.09×10^(-5)) = 6.0

これだと、pHは7より小さいから、酸性だよね。

No.2 回答者： gohtraw 回答日時： 2014/08/06 08:11

いや、弱酸と強塩基の滴定で当量点におけるｐＨを酸性サイドと

している方がおかしい。

No.3 回答者： 101325 回答日時： 2014/08/06 08:38

当量点での式が間違っています。

[H+]=(KaKw/CA)^1/2ではなく
[H+]=(KaKw/C)^1/2です。

計算に必要なのは、滴定を始める前の酸の濃度CAではなく、当量点に達した時の塩の濃度Cです。

当量点に達した時の塩の濃度CはNaOHの濃度から計算すると

C=0.1M*18mL/(20mL+18mL)=0.0474M

同じことですが、滴定前の酢酸の濃度から計算すると

C=0.09M*20mL/(20mL+18mL)=0.0474M

当量点での式は[H+]=(KaKw/C)^1/2より [H+]=1.45*10^-9M

pH=8.84

弱酸を強塩基で滴定しているので、当量点ではアルカリ性になります。
同じことですが、当量点では被滴定液が酢酸ナトリウム水溶液になっていて、これは弱酸と強塩基からできた塩の水溶液だからアルカリ性、と考えてもいいです。