塩の加水分解}} \textbf{\textcolor{red}{塩を構成するイオンの一部が水と反応して元の弱酸・弱塩基に戻る変化.}}生じた\ce{H+}や\ce{OH-}により,\ 水溶液が酸性や塩基性を示す.}} \\\\\\
\textbf{\textcolor{blue}{弱酸\ce{CH3COOH}と強塩基\ce{NaOH}由来の正塩\ce{CH3COONa}の[\ce{H+}]}} \\[1zh]
\textbf{\textcolor{magenta}{正塩\,\ce{CH3COONa}\,は,\ 水溶液中で加水分解して塩基性を示す}}のであった. \\[.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}{水に溶ける塩は水溶液中で100\%電離}}するから,\ $C$\,[mol/L]の\ce{CH3COO-}\,が生成する
\ce{CH3COO-}\,は弱酸の陰イオンであるから,\ 一部が加水分解して\ce{CH3COOH}に戻る. \\[.5zh]
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
\textcolor{magenta}{加水分解の平衡は大きく左に偏る($h$は1より十分小さい)}ため,\ $\textcolor{red}{1-h\kinzi1}$\,と近似できる.
\bm{文字設定を含め,\ [\ce{H+}]の式の導出に至る全過程を自分で実行できるようにした上で暗記を推奨する.} \\[1zh]
\bm{希薄水溶液では,\ 溶媒(水)は溶質に比べて十分に多量でほぼ電離しない.} \\[.2zh]
実際,\ \ce{H2O}=18より,\ [\ce{H2O}]=\bunsuu{1000\,\text{g/L}}{18\,\text{g/mol}}=\bunsuu{1000}{18}\,\text{mol/L}\kinzi55.6\,\text{mol/L}\,である. \\[1zh]
一方,\ その他の分子・イオンの濃度は,\ 通常0.10\,\text{mol/L}程度かそれ以下である. \\[.2zh]
よって,\ 電離平衡が移動しても,\ [\ce{H2O}]は55.6\,\text{mol/L}で常に一定とみなせる. \\[.4zh]
\text{h}は\text{hydrolysis}\,(加水分解)の頭文字である. \\[1zh]
イオン反応式\ \ce{CH3COO-}\,+\,\ce{H2O}\,\ce{<=>}\,\ce{CH3COOH}\,+\,\ce{OH-}\ に\ce{Na+}を加えて化学反応式にする. \\[.4zh]
\ce{CH3COONa}\,+\,\ce{H2O}\,\ce{<=>}\,\ce{CH3COOH}\,+\,\ce{NaOH}\ となるが,\ これは中和の逆反応である. \\[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. \\[.2zh]
K_{\text h}=\bunsuu{K_{\text w}}{K_{\text a}}\,より,\ 加水分解定数K_{\text h}\,は弱酸の電離定数K_{\text a}\,に反比例する. \\[.8zh]
よって,\ \bm{由来の酸が弱い(K_{\textbf a}\,\maru 小)ほど,\ 塩の加水分解が起こりやすい(K_{\textbf h}\,\maru 大).} \\[.2zh]
ただし,\ 酸が極めて弱い場合を除いてh\ll1と考えてよく,\ 近似1-h\kinzi1が適用できる. \\[1zh]
さらに,\ \bm{加水分解定数K_{\textbf h},\ 加水分解度h,\ モル濃度[\ce{OH-}],\ [\ce{H+}]の近似公式}が導かれる. \\[.4zh]
導出過程は,\ 弱酸の電離平衡での電離定数K_{\text a},\ 電離度\,\alpha,\ モル濃度[\ce{H+}]の近似公式と同様である.
弱塩基\ce{NH3}\,と強酸\ce{HCl}からなる正塩の[\ce{OH-}]}} \\[1zh]
\textbf{\textcolor{magenta}{正塩\,\ce{NH4Cl}\,は,\ 水溶液中で加水分解して酸性を示す}}のであった. \\[.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}{水に溶ける塩は水溶液中で100\%電離}}するから,\ $C$\,[mol/L]の\ce{NH4^+}\,が生成する.
\ce{NH4^+}\,は弱塩基の陽イオンであるから,\ 一部が加水分解して\ce{NH3}\,に戻る. \
化学平衡の法則より ここで,\ アンモニア水の電離平衡\ $\ce{NH3}\,+\,\ce{H2O}\,\ce{<=>}\,\ce{NH4^+}\,+\,\ce{OH-}$\ を考える. \\[.5zh]
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}} 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.
& \ce{NH4^+} & + & \ce{H2O} & \ce{<=>} & \ce{NH3} & + & \ce{H3O+} \\
加水分解前 & C && 多量 & & 0& & 0 \\
変 化 量 & -\,Ch && 多量 & & +\,Ch & & +\,Ch \\\hline
加水分解後
\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. \\[.4zh]
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.
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)$^2$,\ \ $\log_{10}2=0.3$\ 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}水溶液を加えて中和 \\[.2zh]
\hspace{.5zw}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)$^2$,\ \ $\log_{10}2=0.3$\,とする
中和反応式は $\ce{CH3COOH}\,+\,\ce{NaOH}\,\ce{->}\,\ce{CH3COONa}\,+\,\ce{H2O}$ \\[.5zh]
中和の量的関係より
加えた\ce{NaOH}水溶液の体積は $v=80\,\text{mL}$ \\[1zh]
\ce{CH3COONa}水溶液のモル濃度は
まず,\ 中和反応で生成する\ce{CH3COONa}のモル濃度を求める必要がある. \\[.4zh]
もちろん,\ 中和反応の量的関係\bm{(酸が出す\ce{H+}の物質量)=(塩基が出す\ce{OH-}の物質量)}を立式する. \\[.2zh]
モル濃度と体積が与えられているから,\ 公式\ \bm{acV=bc’V’}\,で\ce{NaOH}水溶液の体積が求められる. \\[.2zh]
中和反応式より,\ 生じる\ce{CH3COONa}の物質量は反応前の\ce{CH3COOH}の物質量に等しい. \\[.4zh]
さらに,\ 混合溶液の体積が(20+80)\,\text{mL}\,であることに注意してモル濃度を求める. \\[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. \\[.4zh]
[\ce{H+}]の近似公式を導いた後,\ それに代入して求めることもできる. \\[.6zh]
