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高校1~高校2年生 (15-17歳)

化学基礎 酸·塩基反応 わかりやすく

Acid-Base Reaction

酸は水に溶けて水素イオン H⁺ を出し、塩基は水に溶けて水酸化物イオン OH⁻ を出します。 pH は水素イオン濃度を対数で表した値で、25 ℃ では 7 より小さければ酸性、7 なら中性、7 より大きければ塩基性です。 酸と塩基を混ぜると、H⁺ と OH⁻ が結びついて水になる中和反応が起こり、二つのイオンの量が等しくなるところで水溶液は中性になります。 図で水素イオン濃度を変えると pH の目盛り上の位置が、加える塩酸の体積を変えるとビーカーの中のイオンと水分子の数が変わります。

酸と塩基とは

💡 アレニウスの定義
①酸：水に溶けて H⁺（水素イオン）を出す物質
②塩基：水に溶けて OH⁻（水酸化物イオン）を出す物質
③HCl → H⁺ + Cl⁻（酸）
④NaOH → Na⁺ + OH⁻（塩基）

pH の目盛り

10⁻³
pH の定義
pH = -log[H⁺]
[H⁺] は水素イオンのモル濃度（M）
水の電離
[H⁺] × [OH⁻] = Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴ (25℃)
純粋な水では [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ M なので pH = 7 である
🔍 図の読み方
①pH < 7 なら酸性で、[H⁺] のほうが [OH⁻] より多い
②pH = 7 なら中性で、[H⁺] と [OH⁻] は等しい
③pH > 7 なら塩基性で、[OH⁻] のほうが [H⁺] より多い
④pH が 1 小さくなると [H⁺] は 10 倍になり、二本の棒の長さの和がいつも同じなのは [H⁺] × [OH⁻] が一定だからである

中和反応

5 mL
中和反応
H⁺ + OH⁻ → H₂O
酸の H⁺ と塩基の OH⁻ が結びついて水になる
中和点の条件
n酸 × 価数 = n塩基 × 価数
酸と塩基で、モル濃度 × 体積 × 価数が等しい：MVa = M′V′b
💡 中和滴定の要点
①NaOH 10 mL に同じ濃度の HCl 10 mL を加えると、H⁺ と OH⁻ がすべて水になり pH = 7 となる
②HCl がそれより少ないと OH⁻ が残って pH > 7、多いと H⁺ が残って pH < 7 となる
③中和反応は発熱反応なので、中和点で水溶液の温度が最も高くなる
④中和滴定で、濃度のわからない酸や塩基の濃度を求める

実際に解く

例題 1
0.01 M 塩酸（HCl）水溶液の pH を求めよ。（HCl は強酸、完全電離）
1
HCl は強酸ですべて電離するので、[H⁺] は塩酸の濃度に等しい。
[H⁺] = 10⁻² M
2
pH = −log[H⁺] に代入する。
pH = −log(10⁻²) = 2
▸ pH = 2
強酸では濃度がそのまま [H⁺] なので、濃度を 10 の累乗で書けば、指数の符号を変えるだけで pH が求まる。
例題 2
0.001 M 水酸化ナトリウム（NaOH）水溶液の pH を求めよ。(25℃)
1
NaOH は強塩基なので [OH⁻] = 10⁻³ M で、pOH = 3 である。
[OH⁻]=10⁻³ M, pOH=3
2
pH + pOH = 14 を使う。
pH = 14 − 3 = 11
▸ pH = 11
塩基では pOH を先に求め、14 から引くと pH になる。

まとめ

pH の計算
pH = -log[H⁺]
25 ℃ で pH + pOH = 14
2023 評価院 模試 化学Ⅰ 類題
0.1 M HCl 水溶液 100 mL を中和するのに必要な 0.1 M NaOH 水溶液の体積は？
①50 mL
②100 mL
③150 mL
④200 mL
⑤250 mL
▸ ② 100 mL
1
中和点では n(H⁺) = n(OH⁻) が成り立つ。
2
HCl の物質量を求め、同じ物質量をもつ NaOH の体積を計算する。
n(HCl)=0.1×0.1=0.01 mol → V(NaOH)=0.01/0.1=0.1 L
🎯 試験ポイント
①pH = −log[H⁺]
②pH が 1 違うと [H⁺] は 10 倍違う
③中和反応のイオン反応式：H⁺ + OH⁻ → H₂O
④中和点では、酸と塩基でモル濃度 × 体積 × 価数が等しい
⑤強酸と強塩基の中和点は pH = 7、弱酸と強塩基の中和点は pH > 7 である
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