中和の量的関係 | 化学基礎

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

が量的にちょうど進む条件は、が出すの量とが出すの量が等しいことです。

定義

とは、酸由来のH⁺量と塩基由来のOH⁻量が等しい点です。
式から分かること: とをそれぞれと体積に掛け、H⁺またはOH⁻のへそろえます。量が等しくてもpH 7とは限りません。

公式

中和条件

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

左辺はが出す量、右辺はが出す量です。VはL単位です。

a酸の価数
b塩基の価数
c, V（mol/L）との体積（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。

2価の酸と1価の塩基について価数と物質量からHプラス量とOHマイナス量を比較する天秤図 — 酸側はa×cₐ×Vₐ、塩基側はb×cᵦ×Vᵦとして、カードとカードが表すを比較します。体積はLへ換算します。

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
各の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

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

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
は量的関係であり、必ず 7になるとは限らない

酸・塩基と酸化還元

中和滴定の操作と終点

ホールピペット、ビュレット、三角フラスコを用いる中和滴定の手順と、当量点・終点の違いを整理します。