イントロ
H⁺のmolとOH⁻のmolをそろえる
価数を掛けてから比較する
中和が量的にちょうど進む条件は、酸が出すH⁺の物質量と塩基が出すOH⁻の物質量が等しいことです。多価の酸・塩基では価数を掛けます。
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定義
中和の当量関係
- 教科書では
- 酸由来のH⁺量と塩基由来のOH⁻量が等しいとき、化学量論的な当量点になります。
- 言いかえると
- 1価のHCl 1 molはH⁺ 1 mol分、2価のH₂SO₄ 1 molは量的にH⁺ 2 mol分です。同様にCa(OH)₂ 1 molはOH⁻ 2 mol分です。濃度と体積だけを比べず、価数×c×VでH⁺またはOH⁻のmolへそろえます。
公式
中和条件
酸と塩基の価数をそれぞれ独立に入れます。
中和の当量関係
a × cₐ × Vₐ = b × cᵦ × Vᵦ
左辺は酸が出すH⁺量、右辺は塩基が出すOH⁻量です。VはL単位です。
- a酸の価数
- b塩基の価数
- c, Vモル濃度（mol/L）と溶液体積（L）
使うときのコツ
この等式はちょうど中和する当量点について使います。
解くコツ
酸/塩基→価数→濃度→mLからL→積、の順に対応表を作り、両辺の単位がmolになることを確認します。
手順
中和量計算の5段階
- 1
酸と塩基の化学式からそれぞれの価数a、bを読む
- 2
各溶液のモル濃度cを対応させる
- 3
mLで与えられた体積を1000で割ってLへ直す
- 4
酸のa cVと塩基のb cVを計算する
- 5
等しければ当量、差があればH⁺またはOH⁻の過剰量として判断する
比較
| 比較結果 | 中和後の量的判断 | 注意 |
|---|---|---|
| H⁺量=OH⁻量 | 当量点 | pH 7とは限らない |
| H⁺量>OH⁻量 | 酸が量的に過剰 | 残量を差で求める |
| H⁺量<OH⁻量 | 塩基が量的に過剰 | 残量を差で求める |
比較結果H⁺量=OH⁻量
- 中和後の量的判断
- 当量点
- 注意
- pH 7とは限らない
比較結果H⁺量>OH⁻量
- 中和後の量的判断
- 酸が量的に過剰
- 注意
- 残量を差で求める
比較結果H⁺量<OH⁻量
- 中和後の量的判断
- 塩基が量的に過剰
- 注意
- 残量を差で求める
当量点は反応量の等しさです。生成塩や酸・塩基の強弱によって液性は異なり得ます。
例
- 場面
- 0.100 mol/L H₂SO₄ 20.0 mLを、NaOH 25.0 mLでちょうど中和した。NaOHのモル濃度を求める。
- 順に考えると
- H₂SO₄は2価、NaOHは1価です。酸側は2×0.100 mol/L×0.0200 L=0.00400 mol分のH⁺です。塩基側を1×c×0.0250 Lとし、0.00400=0.0250cよりc=0.160 mol/Lです。
- ここが結論
- NaOHは0.160 mol/Lです。20.0と25.0をmLのまま使わず、価数2も含めました。
注意
体積比だけで中和を決めない
確認
確認テスト
Q1
0.100 mol/L HCl 20.0 mLをちょうど中和する0.200 mol/L NaOHは何mLですか。
まとめ
まとめ
- 1
中和量は酸のH⁺量と塩基のOH⁻量で比較する
- 2
ちょうど中和ではa cₐVₐ=b cᵦVᵦが成り立つ
- 3
多価酸・多価塩基の価数とmLからLへの換算を落とさない
- 4
当量点は量的関係であり、必ずpH 7になるとは限らない