Question

ゆなぽぽり

この(3)(4)が分からないです

(3)0.10 mol/L のアンモニア水 1L に 0.010 mol の塩化アンモニウム(固体)を溶かした溶液
の pH を、小数点以下第1位まで求めよ。
ただし、Kb= 1.8×10-5,
log101.8=0.26, Kw=1.0×10-14 [mol?/L?],
塩化アンモニウム(固体)の溶解による体積変化は無視できるものとする。
(4)(3)の溶液に 1.0mol/L の塩酸を 1.0mL 加えたときの水素イオン濃度はいくらか。

Answer 1

ちーろす

緩衝液の問題は少し難しいですからね～。
緩衝液の時は、それぞれの弱酸・弱塩基の電離と、塩の加水分解がお互いが干渉しあってあまり起こらない。
つまり、平衡状態はほぼ最初の濃度と同じと考えられると言うのを意識できていればグッドです。

添付ファイルに計算過程載せておきます。なお、いつも使ってるフリクションがどっか行ったので、間違ったとこは、取り消し線で済ませてます。すんません……

ちーろす

別々に撮ったほうがわかりやすいかな？

Answer 2

‪ジュピター❄️

⑶まずは化学反応式を考える。
NH₄OH+NH₄Cl→2NH₃+H₂O+HCl
問題文より、NH₄OH=0.10mol(アンモニア水が1Lなので水酸化アンモニウムは0.10molになる)、NH₄Cl=0.010molだから、NH₄Clが全て反応し、NH₄OHが0.090mol余る。
余った物質(アンモニア水)の水酸化物イオン濃度を求める前にアンモニア水を物質量からモル濃度に変換する。アンモニア水は1Lで、塩化アンモニウムが溶け込んだ時の体積変化は無視するから、0.090÷1=0.090Mより、[OH*-]=1×0.090×電離度α
電離度αは、問題文の塩基解離定数より求まるから、α=√Kb/cより、α=√1.8×10*-5/0.090 α²=1.8×10*-5/0.090=0.00020 α=0.014142…≒0.0141なので、水酸化物イオン濃度は、1×0.090×0.0141=0.001269M
14+log0.001269=11.10346…≒11.1よって、この溶液のpHは11.1

⑷⑶の時の化学反応式を思い浮かべる。
NH₄OH+NH₄Cl→2NH₃+H₂O+HCl
これが反応して、⑶の時は、NH₄OHが0.090mol余った。けどそこに1.0Mの塩酸を1.0ml入れるのが⑷。反応式は、NH₄OH+HCl→NH₄Cl+H₂Oになる。(HClのモル=1.0M×0.0010L=0.0010mol)
反応すると、HClが全て反応し、NH₄OHが0.089mol余る。NH₄OHのモル濃度は、0.089mol÷1.001L≒0.089Mなので、水酸化物イオン濃度は、[OH*-]=1×0.089×0.0141=0.0899≒0.090mol/L=9.0×10*-2mol/L。水のイオン積より、
[H*+]=1.0×10*-14/9.0×10*-2=0.11×10*-12=1.1×10*-13mol/L
間違ってたらすみません。

ちーろす

ジュピターさんの回答は、式の立て方が間違っていますね。
弱塩基(アンモニア)と弱塩基の塩(塩化アンモニウム)なので、お互いが直接的に反応は起きないです。
その反応が起きるとなると、生じたアンモニアと塩化水素で中和反応が起こり元に戻ります。