- 共役酸および共役塩基という用語を理解して適用する
- 共役酸-塩基対を定義し、反応式中でそのような対を特定する
- pH $K_a$、$\text{p}K_a$ および $K_w$ という用語を数学的に定義し、計算に使用する（$K_b$ および方程式 $K_w = K_a \times K_b$ の出題はない）
- 以下のpHおよび$[\text{H}^+(\text{aq})]$の値を計算する: (a) 強酸 (b) 強塩基 (c) 弱酸
- (a) 緩衝溶液を定義する (b) 緩衝溶液の調製方法を説明する (c) 緩衝溶液がpHを制御する仕組みを化学反応式を用いて説明する (d) 緩衝溶液の用途を説明し、血液内のpH制御における $\text{HCO}_3^-$ の役割についても解説する
- 必要なデータを与えて、緩衝溶液のpHを計算する
- 溶度積 $K_{\text{sp}}$ という用語を理解して適用する
- $K_{\text{sp}}$ に対する表現式を書く
- 濃度から$K_{\text{sp}}$を計算したり、逆に濃度を計算したりする
- (a) 共通イオン効果を理解して、共通イオンを含む溶液中での化合物の異なる溶解性を説明する (b) $K_{\text{sp}}$ の値および共通イオンの濃度を用いた計算を行う
平衡
A-Level 化学 · トピック 25
7:56
Equilibria (A2)
Your blood is held at pH seven point four. Move it a few tenths either way and you are in hospital. Yet all day, acid pours in — from your food, and from your…
英語ナレーション・英語＋中文字幕 burning-in
25.1
共役酸塩基
シラバス
出典: Cambridge International シラバス
ブレンステッド酸が$\text{H}^+$を失うと、その残りが共役塩基となる。塩基が$\text{H}^+$を受け取ると、共役酸となる。単に$\text{H}^+$だけ異なる2つの種は共役酸塩基対を形成する。
例えば、$\text{CH}_3\text{COOH} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}^+$において、対は$\text{CH}_3\text{COOH}$（酸）と$\text{CH}_3\text{COO}^-$（その共役塩基）である。
探索
pH and H⁺ concentration
pH = −log[H⁺]: slide it and watch [H⁺] change tenfold per unit. A conjugate acid–base pair differ by a single proton.
25.1
pHと平衡定数
- pHは酸性を表す：$\text{pH} = -\log[\text{H}^+]$なので、$[\text{H}^+] = 10^{-\text{pH}}$。
- 弱酸$\text{HA}$の酸解離定数は$K_a = \dfrac{[\text{H}^+][\text{A}^-]}{[\text{HA}]}$であり、$\text{p}K_a = -\log K_a$。$K_a$が大きい（$\text{p}K_a$が小さい）ほど酸は強い。
- 水のイオン積は $K_w = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 1.0 \times 10^{-14}$ で $298\ \text{K}$ である。
pHの計算
- 強酸：完全に電離するため、$[\text{H}^+]$は酸の濃度に等しい；次に$-\log$を取る。
- 強塩基：濃度から$[\text{OH}^-]$を求め、次に$[\text{H}^+] = K_w / [\text{OH}^-]$を使う。
- 弱酸：部分的にしか電離しないため、$[\text{H}^+] = \sqrt{K_a \times [\text{HA}]}$を使う。
演習例。 $0.050\ \text{mol dm}^{-3}$塩化水素（強酸）のpHを求める。
完全に電離しているため、$[\text{H}^+] = 0.050\ \text{mol dm}^{-3}$であり、$\text{pH} = -\log(0.050) = 1.30$となる。
演習例。 $0.10\ \text{mol dm}^{-3}$水酸化ナトリウム（強塩基）のpHを求める。（$K_w = 1.0 \times 10^{-14}$。）
$[\text{OH}^-] = 0.10$なので、$[\text{H}^+] = K_w/[\text{OH}^-] = (1.0 \times 10^{-14})/0.10 = 1.0 \times 10^{-13}$であり、$\text{pH} = 13.0$となる。
** worked example.** $0.10\ \text{mol dm}^{-3}$酢酸（弱酸）のpHを求めよ。（$K_a = 1.8 \times 10^{-5}$。）
$$[\text{H}^+] = \sqrt{K_a \times [\text{HA}]} = \sqrt{(1.8 \times 10^{-5})(0.10)} = 1.3 \times 10^{-3}, \qquad \text{pH} = -\log(1.3 \times 10^{-3}) = 2.87.$$
25.1
バッファー溶液
バッファー溶液は少量の酸や塩基を加えてもpHの変化に抵抗する。弱酸とその共役塩基（例えばエタノウ酸とエタン酸ナトリウム）から調製する。
これは混合物が両方の成分を蓄えているからである：
- 加えられた$\text{H}^+$ は共役塩基によって除去される: $\text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}^+ \rightarrow \text{CH}_3\text{COOH}$ 。
- 加えられた$\text{OH}^-$ は弱酸によって除去される: $\text{CH}_3\text{COOH} + \text{OH}^- \rightarrow \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_2\text{O}$ 。
pHを求めるには、酸とその塩の濃度を$K_a$の式に代入する。バッファーは生物体内で重要である；例えば、$\text{HCO}_3^-$が血液のpHを$7.4$付近に保つ。
探索
Buffers and the titration curve
Add alkali to acid: the flat part is where a buffer resists pH change, and the steep jump is the equivalence point.
25.1
溶解度積
ほとんど溶けない塩について、溶解度積（$K_{\text{sp}}$）とは、飽和溶液中のイオン濃度の積であり、それぞれ化学式中の個数分だけべき乗されている：
$$K_{\text{sp}} = [\text{Ag}^+][\text{Cl}^-] \qquad K_{\text{sp}} = [\text{Ca}^{2+}][\text{F}^-]^2$$
溶解度から$K_{\text{sp}}$を求めることも、$K_{\text{sp}}$から溶解度を求めることもできる。
共通イオン効果
共通イオン効果とは、あるイオンを含む溶液において塩の溶解度が低下する現象である。追加されたイオンは溶解平衡を左へ押し戻し（ルシャトレ）、塩の溶解量を減らす。新しい溶解度は$K_{\text{sp}}$と共通イオンの濃度を用いて計算できる。
探索
Solubility product lab
ionic product compared with Ksp
Increase ion concentration and see when precipitation becomes likely.
25.2
分配係数
シラバス
- 分配係数 $K_{\text{pc}}$ という用語の意味を述べる
- 溶質が2つの溶媒において同じ物理状態にある系に対して、分配係数を計算して適用する
- 溶質および使用された溶媒の極性という観点から、分配係数の数値に影響を与える要因を理解する
出典: Cambridge International シラバス
溶質を混ざり合わない2つの溶媒で振盪すると、両者に分布する。分配係数（$K_{\text{pc}}$）は一定温度における2層中の濃度の比である：
$$K_{\text{pc}} = \frac{[\text{solute in solvent 1}]}{[\text{solute in solvent 2}]}$$
これは溶質が両溶媒で同じ物理状態にある場合に成立する。値は溶質および各溶媒の極性に依存する：非極性溶質は非極性溶媒に多く溶け、極性溶質は極性溶媒を好む。
探索
Partition coefficient lab
Kpc = concentration organic / concentration aqueous
Change organic-layer concentration and see the partition ratio.
語彙
練習する
| English | 日本語 |
|---|---|
| conjugate base/ˈkɒndʒuːɡeɪt beɪs/ | 共役塩基 |
| conjugate acid/ˈkɒndʒuːɡeɪt ˈæsɪd/ | 共役酸 |
| conjugate acid–base pair/ˈkɒndʒuːɡeɪt ˈæsɪd beɪs peə/ | 共役酸塩基対 |
| acid dissociation constant/ˈæsɪd dɪˌsəʊsɪˈeɪʃn ˈkɒnstənt/ | 酸解離定数 |
| ionic product of water/aɪˈɒnɪk ˈprɒdʌkt ɒv ˈwɔːtə/ | 水のイオン積 |
| strong acid/strɒŋ ˈæsɪd/ | 強酸 |
| strong alkali/strɒŋ ˈælkəlaɪ/ | 強塩基 |
| weak acid/wiːk ˈæsɪd/ | 弱酸 |
| buffer solution/ˈbʌfə səˈluːʃn/ | 緩衝溶液 |
| solubility product/ˌsɒljuːˈbɪlɪti ˈprɒdʌkt/ | 溶度積 |
| common ion effect/ˈkɒmən ˈaɪɒn ɪˈfekt/ | 同イオン効果 |
| partition coefficient/pɑːˈtɪʃn ˌkəʊɪˈfɪʃənt/ | 分配係数 |
| solute/ˈsɒljuːt/ | 溶質 |
| polarity/pəʊˈlærɪti/ | 極性 |
| solvent/ˈsɒlvənt/ | 溶媒 |
25.2
試験対策
- $\text{pH} = -\log[\text{H}^+]$；強酸では$[\text{H}^+]$＝濃度、弱酸では$[\text{H}^+] = \sqrt{K_a[\text{HA}]}$を使う。
- 塩基に対しては、$[\text{H}^+]$ を $K_w = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 1.0 \times 10^{-14}$ から求める。
- バッファーでは$[\text{H}^+] = K_a \times [\text{acid}]/[\text{salt}]$を使い、加えた$\text{H}^+$/$\text{OH}^-$をどのように除去するか説明する。
- 正しいべき乗を持つ**$K_{sp}$**の式を書く；pHの小数点以下の桁数は$[\text{H}^+]$の有効数字に等しい。
このトピックのインタラクティブ授業
一歩ずつ進め、即時チェック付きの問題で学習します。