緩衝液と溶解平衡

緩衝液

弱酸（弱塩基）とその塩の混合水溶液。少量の酸や塩基を加えても、水で薄めても溶液のpHはほとんど変化しない。

〈例〉CH₃COOH＋CH₃COONa（pH4.7）
NH₃＋NH₄Cl（pH9.5）
〈例〉0.1mol/ℓ酢酸水溶液１ℓに、酢酸ナトリウム0.1molを溶かしたとき(体積は変化しなかった)の[H^＋]の求め方
（25℃でのK_a＝2.8×10^－5〔mol/ℓ〕）
CH₃COOH ⇄ CH₃COO^－＋H^＋

K_a（電離定数）＝ ${\displaystyle \frac{[\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{C}\mathrm{O}{\mathrm{O}}^{-}][{\mathrm{H}}^{+}]}{[\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{C}\mathrm{O}\mathrm{O}\mathrm{H}]}}$

∴[H^＋] ＝ $\dfrac{[\mathrm{CH_3COOH}]Ka}{[\mathrm{CH_3COO^-}]}$ = $\dfrac{0.1 \times 2.8 \times 10^{-5}}{0.1}$ = 2.8×10^－5〔mol/ℓ〕

（この緩衝液では、酢酸がほとんど電離せず、酢酸ナトリウムがほぼ完全に電離するため、[CH₃COOH]＝酢酸のモル濃度、[CH₃COO^－]＝酢酸ナトリウムのモル濃度となる）

塩の水溶液のpH

　弱酸と強塩基、または弱塩基と強酸からなる塩の水溶液では、塩を構成する弱酸の陰イオンや弱塩基の陽イオンが水と反応し、OH^－やH^＋を生じ、塩基性あるいは酸性を示す（塩の加水分解）。

〈例〉c〔mol/ℓ〕のCH₃COONa水溶液のpH
CH₃COO^－＋H₂O ⇄ CH₃COOH＋OH^－
$K_h = \dfrac{[\mathrm{CH_3COOH}][\mathrm{OH^-}]}{[\mathrm{CH_3COO^-}]} = \dfrac{[\mathrm{CH_3COOH}][\mathrm{OH^-}][\mathrm{H^+}]}{[\mathrm{CH_3COO^-}][\mathrm{H^+}]} = \dfrac{K_w}{K_a}$

（K_h：加水分解定数　Ka：酢酸の電離定数　K_w：水のイオン積）
[CH₃COOH]＝[OH^－]、[CH₃COO^－]≒[CH₃COONa]＝c〔mol/ℓ〕より、

$[\mathrm{OH^-}] = \sqrt{\dfrac{cK_w}{K_a}}$

$[\mathrm{H^+}] = \dfrac{K_w}{[\mathrm{OH^-}]} = \sqrt{\dfrac{K_a K_w}{c}} \, [\mathrm{mol/L}]$

∴pH＝ $-\log_{10}\sqrt{\dfrac{K_a K_w}{c}}$ = $-\frac{1}{2}\log_{10}\left(\dfrac{K_a K_w}{c}\right)$

溶解平衡

塩化銀は難溶性のイオン結晶であるが、水にごくわずか溶けて次の溶解平衡が成り立っている。

AgCl（固） ⇄ Ag^＋＋Cl^－

このとき温度が一定なら、溶液中の[Ag^＋]と[Cl^－]は一定であり、その積は一定となる。

K_sp ＝ [Ag^＋][Cl^－]

K_spを溶解度積といい、難溶性のイオン結晶がどれだけ水に溶けるのかの目安になる。溶液中の[Ag^＋]と[Cl^－]の積がK_spを超えると、AgClの沈殿が生じる。

共通イオン効果…ある電解質の水溶液に、その電解質を構成するイオンと同じ種類のイオン（共通イオン）を加えると、元の電解質の溶解度や電離度が小さくなる現象。

〈例〉NaClの飽和溶液（NaCl(固) ⇄ Na^＋＋Cl^－）に濃塩酸HClを加えると、NaClが析出する。