質問: 高校化学(電離平衡、緩衝溶液について) 25°Cにおいて、濃度0.10mol/lの酢酸水溶液、15mlに、濃度0.10mol/lの水酸化ナトリウム水溶液mlを加えた。得られた溶液のphを小数点第一位まで求めよ。ただし、25°Cにおける酢酸の電離定数ka=1.5×10^(-5)mol/lとする。(log2=0.3 log3=0.48) この問題で、 まず水酸化ナトリウムとの反応で残った酢酸イオンの物質量が1.0×10^(-3)mol 生成した酢酸イオンの物質量が5.0×10^(-4)mol であるというところまでは分かりました しかしこれを使って水素イオン濃度を出す方法がイマイチ納得できません 解説にはこれらの値を直接電離平衡定数の定義式(ka=[h+][ch3coo-]/[ch3cooh])に代入して水素イオン濃度を計算していました。 なんでこのようにして良いのでしょうか? [h+]=-log(√cka)ではダメなのですか?
回答: 教科書で[h^+]=√(ck) という式が出てきたところを読み直して見てください。 弱酸(酢酸)水溶液のphを求める時に出てきているはずです。 「弱酸である(電離度が小さい)」ことを使っています。 でもそれだけではありません。 「弱酸だけ」の水溶液です。 ha⇔h^++a^- であれば[h^+]=[a^-]であるという条件です。 酢酸の一部が水酸化ナトリウムと反応していれば [h^+]≠[ch3coo^-] ですから近似式[h^+]=√(ck)をつかうことはできないのです。