この教材で学ぶこと
到達目標
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pHの意味を説明できる
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強酸・強塩基のpHを計算できる
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弱酸・弱塩基の電離平衡を理解できる
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電離定数Ka・Kbの意味を説明できる
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弱酸の近似計算の考え方を理解できる
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pH計算でよく使う公式を整理できる
前提知識
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酸・塩基
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モル濃度
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電離
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化学平衡
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常用対数の基礎
1
pHとは
pHは、水溶液中の水素イオン濃度を表す指標です。
水素イオン濃度が大きいほど酸性が強く、pHは小さくなります。
水素イオン濃度が小さいほど酸性は弱くなり、塩基性ではpHが大きくなります。
高校化学では、pH = -log[H⁺] という式を使って計算します。
25℃の中性の水では、[H⁺] = 1.0×10⁻⁷ mol/L なので、pHは7です。
pHの目安
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pH
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性質
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pH < 7
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酸性
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pH = 7
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中性
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pH > 7
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塩基性
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確認ポイント
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pHが水素イオン濃度を表す指標であることを説明できる
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酸性・中性・塩基性をpHで判断できる
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2
強酸のpH
強酸は、水中でほぼ完全に電離する酸です。
代表例には、塩酸 HCl、硝酸 HNO₃、過塩素酸 HClO₄ などがあります。
一価の強酸では、酸のモル濃度がそのまま水素イオン濃度になります。
たとえば、0.010 mol/L のHClでは、[H⁺] = 0.010 = 1.0×10⁻² mol/L です。
したがって、pH = 2 になります。
例題：0.0010 mol/L のHCl水溶液のpHを求めなさい。
答え：pH = 3
HClは強酸なので、[H⁺] = 1.0×10⁻³ mol/L。よってpH = 3です。
確認ポイント
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強酸がほぼ完全に電離することを説明できる
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一価の強酸の濃度からpHを求められる
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3
強塩基のpH
強塩基は、水中でほぼ完全に電離する塩基です。
代表例には、水酸化ナトリウム NaOH、水酸化カリウム KOH、水酸化バリウム Ba(OH)₂ などがあります。
強塩基では、まず水酸化物イオン濃度 [OH⁻] を求めます。
25℃では、pH + pOH = 14 という関係を使えます。
pOH = -log[OH⁻] を求めてから、pH = 14 - pOH と計算します。
例題：0.010 mol/L のNaOH水溶液のpHを求めなさい。
答え：pH = 12
NaOHは強塩基なので、[OH⁻] = 1.0×10⁻²。pOH = 2、pH = 14 - 2 = 12です。
確認ポイント
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強塩基ではまず[OH⁻]を求めることを理解できる
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pH + pOH = 14 を使える
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4
水のイオン積
水はわずかに電離して、H⁺とOH⁻を生じます。
25℃では、水素イオン濃度と水酸化物イオン濃度の積は 1.0×10⁻¹⁴ になります。
この値を水のイオン積といい、Kwで表します。
式で表すと、Kw = [H⁺][OH⁻] = 1.0×10⁻¹⁴ です。
この関係から、[H⁺]と[OH⁻]の一方が分かれば、もう一方を求めることができます。
例題：25℃で[OH⁻] = 1.0×10⁻³ mol/L のとき、[H⁺]はいくらか。
答え：1.0×10⁻¹¹ mol/L
[H⁺] = 1.0×10⁻¹⁴ / 1.0×10⁻³ = 1.0×10⁻¹¹ です。
確認ポイント
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水のイオン積Kwを説明できる
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[H⁺]と[OH⁻]の関係を使える
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5
弱酸の電離平衡
弱酸は、水中で一部だけが電離する酸です。
代表例には、酢酸 CH₃COOH、炭酸 H₂CO₃、硫化水素 H₂S などがあります。
弱酸HAは、水中で HA ⇄ H⁺ + A⁻ のように電離します。
この反応は平衡になるため、電離定数Kaを使って考えます。
弱酸では、酸の濃度がそのまま[H⁺]になるわけではない点に注意します。
確認ポイント
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弱酸が一部だけ電離することを説明できる
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Kaの式を書ける
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弱酸では濃度がそのまま[H⁺]にならないことを理解できる
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6
弱酸の近似計算
弱酸のpH計算では、近似を使うことがあります。
濃度Cの弱酸HAがあり、電離して生じる[H⁺]をxとします。
このとき、[H⁺] = x、[A⁻] = x、[HA] = C - x と考えます。
弱酸では電離が小さいため、C - x ≒ C と近似できることがあります。
すると、Ka = x² / C となり、x = √(KaC) と求められます。
例題：濃度C、電離定数Kaの一価弱酸HAで、電離が小さいとき[H⁺]はどう表せるか。
答え：[H⁺] ≒ √(KaC)
Ka = x²/(C-x) で、C-x ≒ C とすると x = √(KaC) です。
確認ポイント
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弱酸の平衡表を作れる
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C-x≒Cの近似の意味を理解できる
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[H⁺]≒√(KaC)を使える
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7
弱塩基の電離平衡
弱塩基は、水中で一部だけが電離または反応してOH⁻を生じる塩基です。
代表例はアンモニア NH₃ です。
アンモニアは水と反応して、NH₄⁺とOH⁻を生じます。
反応式は NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH⁻ です。
弱塩基では、塩基の電離定数Kbを使って[OH⁻]を求めます。
確認ポイント
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弱塩基が一部だけOH⁻を生じることを説明できる
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NH₃の電離平衡式を書ける
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Kbの式を理解できる
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8
pH計算の解き方の型
pH計算では、まず強酸・強塩基・弱酸・弱塩基のどれかを判断します。
強酸なら、酸の濃度から[H⁺]を直接求めます。
強塩基なら、[OH⁻]を求めてpOHを出し、pH = 14 - pOH を使います。
弱酸なら、Kaを使って[H⁺]を求めます。
弱塩基なら、Kbを使って[OH⁻]を求め、その後pHに変換します。
pH計算の判断
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種類
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最初に求めるもの
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使う式
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強酸
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[H⁺]
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pH = -log[H⁺]
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強塩基
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[OH⁻]
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pOH = -log[OH⁻]、pH=14-pOH
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弱酸
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[H⁺]
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[H⁺]≒√(KaC)
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弱塩基
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[OH⁻]
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[OH⁻]≒√(KbC)
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確認ポイント
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酸・塩基の種類に応じて計算方法を選べる
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強酸・強塩基と弱酸・弱塩基の違いを計算に反映できる
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9
電離平衡・pH計算まとめ例題
pH計算では、強酸・強塩基なら完全電離、弱酸・弱塩基なら電離平衡として考えます。
また、pHとpOH、水のイオン積の関係を整理しておきましょう。
例題：0.010 mol/L のHCl水溶液のpHを求めなさい。
答え：2
HClは強酸なので、[H⁺] = 1.0×10⁻²。よってpH=2です。
例題：0.0010 mol/L のNaOH水溶液のpHを求めなさい。
答え：11
[OH⁻] = 1.0×10⁻³ なのでpOH=3、pH=14-3=11です。
例題：25℃でpH + pOH はいくらか。
答え：14
25℃では水のイオン積から pH + pOH = 14 となります。
例題：弱酸HAの電離定数Kaの式を書きなさい。
答え：Ka = [H⁺][A⁻] / [HA]
HA ⇄ H⁺ + A⁻ の平衡定数です。
確認ポイント
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強酸・強塩基のpHを計算できる
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弱酸・弱塩基の電離平衡を説明できる
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Ka・Kb・Kwの基本式を使える
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