この教材で学ぶこと
到達目標
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緩衝液の意味を説明できる
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弱酸とその塩からなる緩衝液のしくみを理解できる
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弱塩基とその塩からなる緩衝液のしくみを理解できる
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少量の酸や塩基を加えてもpHが変化しにくい理由を説明できる
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緩衝液のpH計算の基本を理解できる
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酢酸・酢酸ナトリウム緩衝液を説明できる
前提知識
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弱酸
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弱塩基
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電離平衡
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pH
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ルシャトリエの原理
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塩
1
緩衝液とは
緩衝液とは、少量の酸や塩基を加えてもpHが大きく変化しにくい溶液です。
英語ではbuffer solutionといいます。
緩衝液は、生体内や実験でpHを一定に保つために重要です。
代表的な緩衝液には、酢酸 CH₃COOH と酢酸ナトリウム CH₃COONa を含む溶液があります。
緩衝作用は、弱酸とその共役塩基、または弱塩基とその共役酸が共存することで生じます。
緩衝液の例
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組み合わせ
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例
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弱酸 + その塩
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酢酸 + 酢酸ナトリウム
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弱塩基 + その塩
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アンモニア + 塩化アンモニウム
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確認ポイント
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緩衝液がpH変化を抑える溶液であることを説明できる
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弱酸とその塩、弱塩基とその塩の組み合わせを答えられる
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2
酢酸・酢酸ナトリウム緩衝液
酢酸 CH₃COOH は弱酸です。
酢酸ナトリウム CH₃COONa は、水中で電離して酢酸イオン CH₃COO⁻ を生じます。
この溶液には、弱酸であるCH₃COOHと、その共役塩基であるCH₃COO⁻が共存しています。
CH₃COOH ⇄ H⁺ + CH₃COO⁻ の平衡があり、加えられた酸や塩基を打ち消すようにはたらきます。
そのため、pHが大きく変化しにくくなります。
酢酸緩衝液の成分
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成分
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役割
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CH₃COOH
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弱酸、加えられたOH⁻を消費する
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CH₃COO⁻
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共役塩基、加えられたH⁺を消費する
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確認ポイント
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酢酸と酢酸ナトリウムの緩衝液を説明できる
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CH₃COOHとCH₃COO⁻の役割を区別できる
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3
酸を加えたとき
酢酸・酢酸ナトリウム緩衝液に少量の酸を加えると、H⁺が増えます。
このとき、溶液中のCH₃COO⁻がH⁺を受け取ってCH₃COOHになります。
反応式で表すと、CH₃COO⁻ + H⁺ → CH₃COOH です。
加えたH⁺が消費されるため、pHの低下が小さく抑えられます。
これが酸に対する緩衝作用です。
酸を加えたとき
CH₃COO⁻ + H⁺ → CH₃COOH
加えたH⁺を酢酸イオンが消費します。
確認ポイント
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酸を加えたときCH₃COO⁻がH⁺を消費することを説明できる
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酸を加えてもpHが下がりにくい理由を説明できる
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4
塩基を加えたとき
酢酸・酢酸ナトリウム緩衝液に少量の塩基を加えると、OH⁻が増えます。
このとき、溶液中のCH₃COOHがOH⁻と反応してCH₃COO⁻とH₂Oになります。
反応式で表すと、CH₃COOH + OH⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O です。
加えたOH⁻が消費されるため、pHの上昇が小さく抑えられます。
これが塩基に対する緩衝作用です。
塩基を加えたとき
CH₃COOH + OH⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O
加えたOH⁻を酢酸が消費します。
確認ポイント
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塩基を加えたときCH₃COOHがOH⁻を消費することを説明できる
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塩基を加えてもpHが上がりにくい理由を説明できる
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5
アンモニア・塩化アンモニウム緩衝液
弱塩基とその塩からなる緩衝液の代表例は、アンモニア NH₃ と塩化アンモニウム NH₄Cl の組み合わせです。
NH₃は弱塩基、NH₄⁺はその共役酸として働きます。
水溶液中では、NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH⁻ の平衡があります。
酸が加わるとNH₃がH⁺を受け取ります。
塩基が加わるとNH₄⁺がOH⁻を消費します。
このため、pHが大きく変化しにくくなります。
アンモニア緩衝液の成分
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成分
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役割
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NH₃
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弱塩基、加えられたH⁺を消費する
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NH₄⁺
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共役酸、加えられたOH⁻を消費する
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確認ポイント
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アンモニアと塩化アンモニウムの緩衝液を説明できる
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NH₃とNH₄⁺の役割を区別できる
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6
緩衝液のpH計算の基本
弱酸HAとその塩A⁻からなる緩衝液では、HA ⇄ H⁺ + A⁻ の平衡を考えます。
酸の電離定数は Ka = [H⁺][A⁻]/[HA] です。
この式を変形すると、[H⁺] = Ka × [HA]/[A⁻] となります。
つまり、弱酸とその共役塩基の濃度比によってpHが決まります。
高校化学では、厳密な導出よりも、この濃度比が重要であることを押さえましょう。
確認ポイント
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緩衝液のpHが弱酸と共役塩基の濃度比で決まることを理解できる
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[H⁺] = Ka × [HA]/[A⁻] の意味を説明できる
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7
同じ濃度の弱酸と塩の場合
弱酸HAとその塩A⁻の濃度が同じ場合、[HA] = [A⁻] です。
このとき、[H⁺] = Ka × [HA]/[A⁻] より、[H⁺] = Ka になります。
つまり、弱酸とその塩が同じ濃度で存在する緩衝液では、pHはKaと直接関係します。
pH = pKa と表すこともあります。
この考え方は、緩衝液のpHを大まかに判断するときに役立ちます。
例題：HAとA⁻の濃度が等しい緩衝液では、[H⁺]は何に等しいか。
答え：Ka
[H⁺] = Ka × [HA]/[A⁻] で、[HA]=[A⁻]なら[H⁺]=Kaです。
確認ポイント
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弱酸とその塩の濃度が等しいとき[H⁺]=Kaになることを説明できる
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pHとpKaの関係を大まかに理解できる
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8
緩衝液が効かなくなる場合
緩衝液は、少量の酸や塩基に対してpH変化を抑えることができます。
しかし、大量の酸や塩基を加えると、緩衝作用は働きにくくなります。
たとえば、酢酸緩衝液に大量の酸を加えると、CH₃COO⁻が消費され尽くしてしまいます。
大量の塩基を加えると、CH₃COOHが消費され尽くしてしまいます。
緩衝液には、pH変化を抑えられる限界があることを理解しましょう。
緩衝作用の限界
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加えるもの
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消費される成分
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限界
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大量の酸
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共役塩基 A⁻
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A⁻がなくなると緩衝できない
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大量の塩基
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弱酸 HA
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HAがなくなると緩衝できない
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確認ポイント
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緩衝液が少量の酸・塩基に対して働くことを説明できる
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緩衝作用には限界があることを理解できる
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9
緩衝液と生体
緩衝液は、生体内でも重要な役割を果たしています。
血液のpHは、ほぼ一定の範囲に保たれています。
これは、血液中に緩衝作用をもつ成分が存在するためです。
pHが大きく変化すると、酵素やタンパク質の働きに影響が出ることがあります。
そのため、生体にとってpHを一定に保つことは非常に重要です。
確認ポイント
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緩衝液が生体内でも重要であることを説明できる
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pHを一定に保つことが生命活動に重要であることを理解できる
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10
緩衝液の計算まとめ例題
緩衝液の問題では、どの成分がH⁺を消費し、どの成分がOH⁻を消費するかを判断することが大切です。
計算では、弱酸と共役塩基の濃度比に注目しましょう。
例題：酢酸・酢酸ナトリウム緩衝液で、H⁺を加えると主に何がH⁺を消費するか。
答え：CH₃COO⁻
CH₃COO⁻ + H⁺ → CH₃COOH により、H⁺が消費されます。
例題：酢酸・酢酸ナトリウム緩衝液で、OH⁻を加えると主に何がOH⁻を消費するか。
答え：CH₃COOH
CH₃COOH + OH⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O により、OH⁻が消費されます。
例題：弱酸HAとその塩A⁻からなる緩衝液で使う[H⁺]の式を書きなさい。
答え：[H⁺] = Ka × [HA] / [A⁻]
Ka = [H⁺][A⁻]/[HA] を変形した式です。
例題：HAとA⁻の濃度が等しいとき、[H⁺]は何に等しいか。
答え：Ka
[HA]/[A⁻] = 1 なので、[H⁺] = Ka です。
確認ポイント
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緩衝液のしくみを説明できる
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酸や塩基を加えたときの反応を判断できる
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緩衝液の基本的なpH計算ができる
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