hydrolysis-constant

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弱酸と強塩基からなる正塩の[\ce{H+}]}} \\[.5zh]   弱酸\ce{CH3COOH}と強塩基\ce{NaOH}が中和して正塩\ce{CH3COONa}\,ができる. 正塩\,\ce{CH3COONa}\,は水溶液中で加水分解して塩基性}}を示す. \\[.2zh]   \textbf{\textcolor{blue}{$\bm{C}$\,[mol/L]の\ce{CH3COONa}\,水溶液の[\ce{H+}]}}を求めよう. \\[1zh]   \textbf{\textcolor{cyan}{塩は水溶液中で100\%電離}}する. \\[.2zh]   よって,\ 次のように$C$\,[mol/L]の\ce{CH3COONa}\,から$C$\,[mol/L]の\ce{CH3COO-}\,が生成する. \\[.2zh]   さらに,\ 生じた\,\ce{CH3COO-}\,は弱酸の陰イオンであるから,\ 次のように加水分解する. \\ce{CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-}}}$} \\[.5zh]   化学平衡の法則より   \ \,$K=\bunsuu{[\ce{CH3COOH}][\ce{OH-}]}{[\ce{CH3COO-}][\ce{H2O}]}=(一定)$ \\[.5zh]   [\ce{H2O}]を一定とみなすと \ \,$K[\ce{H2O}]=\bunsuu{[\ce{CH3COOH}][\ce{OH-}]}{[\ce{CH3COO-}]}=(一定)$ \\[.5zh]   $K[\ce{H2O}]=K_{\text{h}}$\ とおく.\ \textbf{\textcolor{magenta}{温度が一定ならば$\bm{K_{\text{\textbf{h}}}}$は一定}}である. \\[.5zh] CH3COOH CH3COO- + H+加水分解定数$\bm{K_{\text{\textbf{h}}}}$と電離定数$\bm{K_{\text{\textbf{a}}}}$と水のイオン積$\bm{K_{\text{\textbf{w}}}}$の関係}}   \textbf{\textcolor{cyan}{加水分解度(加水分解する割合)を$\bm{h}$}}とすると,\ 加水分解後のモル濃度は次になる. \\[.2zh]   \textcolor{magenta}{加水分解の平衡は大きく左に寄っている($h$は0に近い)}ため,\ $\textcolor{red}{1-h\kinzi1}$\,と近似できる. \\[1zh] \bm{文字の設定から[\ce{H+}]の式を導くまでの全ての過程を自分で実行できるようにする必要がある.} \\[.2zh] その上で公式として暗記しておくとよい.\ 実際の問題では文字で公式を導いた後,\ 数値を代入する. \\[1zh] 弱酸は電離度が小さいため,\ \ce{CH3COOH <=> CH3COO- + H+}\ はむしろ逆反応が起こりやすい. \\[.2zh] つまり,\ \ce{CH3COOH}\,が電離するよりも\ce{CH3COO-}\,が\ce{H+}\,を受け取るほうが起こりやすい. \\[.2zh] よって,\ \ce{CH3COO-}\,が\ce{H2O}から\ce{H+}\,を受け取る(加水分解する)わけである. \\[.2zh] \ce{H2O}を一定とみなすと加水分解定数の式ができる.\ \text{h}は\text{hydrolysis}\,(加水分解)を意味している. \\[1zh] K_{\text{h}}\,の値は問題で与えられないことが多く,\ 代わりにK_{\text{a}},\ K_{\text{w}}\,が与えられる. \\[.2zh] よって,\ \bm{3定数の関係式を作成し,\ K_{\text{\textbf{h}}}\,をK_{\text{\textbf{a}}},\ K_{\text{\textbf{w}}}\,で表す}ことができなければならない. \\[1zh] さらに,\ \bm{加水分解定数・加水分解度・モル濃度の近似公式}が導かれる. \\[.2zh] この過程は電離平衡における電離定数・電離度・モル濃度の近似公式を導く場合と全く同じである. \\[.2zh] [\ce{OH-}]から水のイオン積を用いて[\ce{H+}]を求めることができる.\ すなわち\text{pH}が求められる. 強酸と弱塩基からなる正塩の[\ce{OH-}]}} \\[.5zh]   強酸\ce{HCl}と弱塩基\ce{NH3}\,が中和して正塩\ce{NH4Cl}\,ができる. \\[.2zh]   \textbf{\textcolor{magenta}{正塩\,\ce{NH4Cl}\,は水溶液中で加水分解して酸性}}を示す. \\[.2zh]   \textbf{\textcolor{blue}{$\bm{C}$\,[mol/L]の\ce{NH4Cl}\,水溶液の[\ce{OH-}]}}を求めよう. \\[1zh]   \textbf{\textcolor{cyan}{塩は水溶液中で100\%電離}}する. \\[.2zh]   よって,\ 次のように$C$\,[mol/L]の\ce{NH4Cl}\,から$C$\,[mol/L]の\ce{NH4+}\,が生成する. \\[.2zh]   さらに,\ 生じた\,\ce{NH4+}\,は弱塩基の陽イオンであるから,\ 次のように加水分解する. {NH4+ + H2O NH3 + H3O+}}}$ ($\bm{\textcolor{red}{\ce{NH4 NH3 + H+}}}$)} \\[.5zh]   化学平衡の法則より   \ \,$K=\bunsuu{[\ce{NH3}][\ce{H3O+}]}{[\ce{NH4+}][\ce{H2O}]}=\bunsuu{[\ce{NH3}][\ce{H+}]}{[\ce{NH4+}][\ce{H2O}]}=(一定)$ \\[.5zh]   [\ce{H2O}]を一定とみなすと \ \,$K[\ce{H2O}]=\bunsuu{[\ce{NH3}][\ce{H3O+}]}{[\ce{NH4+}]}=\bunsuu{[\ce{NH3}][\ce{H+}]}{[\ce{NH4+}]}=(一定)$ \\[.5zh]   $K[\ce{H2O}]=K_{\text{h}}$\ とおく.\ \textbf{\textcolor{magenta}{温度が一定ならば$\bm{K_{\text{\textbf{h}}}}$は一定}}である. \\[.5zh]   ここで,\ アンモニア水の電離平衡\ \textcolor[named]{ForestGreen}{\ce{NH3 + H2O NH4+ + OH-}}\ を考える. \\[.2zh]   アンモニア水の電離定数は加水分解定数$\bm{K_{\text{\textbf{h}}}}$と電離定数$\bm{K_{\text{\textbf{b}}}}$と水のイオン積$\bm{K_{\text{\textbf{w}}}}$の関係}}  $\bm{\textcolor{red}{K_{\text{\textbf{h}}}=\bunsuu{K_{\text{\textbf{w}}}}{K_{\text{\textbf{b}}}}}}$}} \\\\[1zh]   \textbf{\textcolor{cyan}{加水分解度(加水分解する割合)を$\bm{h}$}}とすると,\ 加水分解後のモル濃度は次になる. \\[.2zh] 加水分解の平衡は大きく左に寄っている($h$は0に近い)}ため,\ $\textcolor{red}{1-h\kinzi1}$\,と近似できる. \\[1zh] 弱酸と強塩基からなる正塩の[\ce{H+}]と同様の過程で導かれる. \\[.2zh] 弱塩基は電離度が小さいため,\ \ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-}\ はむしろ逆反応が起こりやすい. \\[.2zh] よって,\ \ce{NH4+}\,が\ce{H2O}から\ce{OH-}\,を受け取る(加水分解する)わけである. \\[.2zh] なお,\ \ce{H+}\,は水溶液中ではオキソニウムイオン\ce{H3O+}\,として存在している. \\[.2zh] これを通常\ce{H+}\,と簡略化して表す.\ つまり,\ \ce{H3O+}\,は\ce{H+}\,と考えて問題ない. \\[.2zh] 弱酸と強塩基からなる正塩の場合とは逆に,\ まず[\ce{H+}]が求まる. \\[.2zh] これで\text{pH}が求まるが,\ もし[\ce{OH-}]を求めたければ水のイオン積を利用すればよい. 0.10\,mol/Lの\ce{NH4Cl}水溶液のpHを求めよ. \\[.2zh] \hspace{.5zw}\ce{NH3}\,水溶液の電離定数を$K_{\text{b}}=4.0\times10^{-5}$\,mol/L, \\[.2zh] \hspace{.5zw}水のイオン積を$K_{\text{w}}=1.0\times10^{-14}$\,(mol/L)$^2$,\ $\log_{10}2=0.30$\ とする. \\ 文字で近似公式を導き(ここでは省略),\ 数値を代入すればよい. \\[.2zh] 与えられているのは\log_{10}2\,であるから,\ \bunsuu14=0.25\,としないように注意する. 0.040\,mol/Lの\ce{CH3COOH}水溶液20\,mLに0.010\,mol/Lの\ce{NaOH}水溶液を加えて中 \\[.2zh] \hspace{.5zw}和させた溶液のpHを求めよ.\ \ce{CH3COOH}の電離定数を$K_{\text{a}}=2.0\times10^{-5}$\,mol/L, \\[.2zh] \hspace{.5zw}水のイオン積を$K_{\text{w}}=1.0\times10^{-14}$\,(mol/L)$^2$, $\log_{10}2=0.30$\,とする. \\   中和の化学反応式は $\ce{CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O}$ \\[.5zh]   中和の量的関係より  まず中和で生成する\ce{CH3COONa}のモル濃度を求める必要がある. \\[.2zh] 中和の量的関係の公式\,acV=bc’V’\,で必要とした\ce{NaOH}水溶液の体積が求まる. \\[.2zh] さらに,\ 混合溶液の体積が20+80=100\,\text{mL}\,であることに注意してモル濃度を求める. \\[1zh] 文字で近似公式を導き(省略),\ 数値を代入する.\ [\ce{OH-}]と\text{pH}を求める手順は1つではない. \\[.2zh] 解答では,\ 先に[\ce{OH-}]を求め,\ 水のイオン積を用いて[\ce{H+}]を求めてから\text{pH}を求めた. \\[1zh] [\ce{OH-}]から\text{pOH}を求め,\ それを利用して\text{pH}を求めることもできる. \\[.2zh] \text{pOH}=-\log_{10}[\ce{OH-}]=-\log_{10}(2.0\times10^{-6})=-\log_{10}2+6=5.7 \\[.2zh] よって \text{pH}+\text{pOH}=14 より \text{pH}=14-5.7=8.3 \\[1zh] また,\ [\ce{H+}]の近似公式を導いた後,\ 代入して求めることも可能である. \\[.2zh