Ⅲ-2 酸塩基の電離と水素イオン濃度 Ⅲ-2-1 弱酸 Ex. 酢酸 CH 3 COOH 希薄水溶液 (0.1mol/L 以下 ) 中では一部が解離し大部分は分子状で存在 CH 3 COOH CH 3 COO +H + 化学平衡の法則より [CH 3 COO ][H + ] = K [CH 3

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ことこふしはら
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1 Ⅲ-2 酸塩基の電離と水素イオン濃度 Ⅲ-2-1 弱酸 Ex. 酢酸 CH 3 COOH 希薄水溶液 (0.1mol/L 以下 ) 中では一部が解離し大部分は分子状で存在 CH 3 COOH CH 3 COO +H + 化学平衡の法則より COO ][H + ] = K COOH] a :( 見かけの ) 酸解離定数 ( 電離定数 ): 指数表示 pka = log Ka = log 1 K a : 値が大きい程酸は弱くなる値が小さい程酸は弱くなる Ka = 10 pka 参考真の電離定数濃厚溶液または異種イオンの共存するときは電離定数はイオン強度 ( イオンの効果濃度依存性 ) によって変化し定数とならないこのようなときはモル濃度ではなく活量 ativity (a; 熱力学的に補正した有効濃度 ) を用いて表す a=γ ここで γ: 活量係数 ( イオン強度依存性 ) : 重量モル濃度 Ex. 酢酸の解離 a H +=γ H +[H + ], a CH3COO =γ CH3COO COO ], a CH3COOH =γ CH3COOH COOH] とすれば K a 0 = a H + a CH 3 COO - a CH 3COOH = γ H + [H + ] γ CH 3 COO - COO - ] γ CH3 COOH COOH] : 真の電離定数 ( 電解質の強弱に依らず一定 ) = γ H + γ CH3 COO - γ CH 3 COOH COO - ][H + ] COOH] = γ H + γ CH 3 COO - γ CH3 COOH Ka a-1) 電離定数の計算 Ex. 弱電解質 BA の濃度を mol/l とし電離度を α とすると BA B + + A 0 0 はじめ (1-α) α α 平衡到達後 20

2 化学平衡の法則より K = α α (1 α) = α 2 1 α = 1 V α 2 1 α : Ostwald の希釈律 ( 1 V = : 希釈度 ) 1 α 1 であれば α= K または K=α 2 例題 1 0.1mol/L 酢酸の電離度 α は 1.38%(18 ) である酢酸の電離定数 ( 酸解離定数 Ka) を求めよ (1 α 1 のとき ) または (1 α 1 のとき ) 例題 2 塩化バリウム (BaCl 2 :208.25) の 3.4g/dL 溶液の沸点はであるモル沸点上昇を 0.52 としたとき塩化バリウムの電離度はいくらになるか α=0.725 a-2) 一価の弱酸の水素イオン濃度弱酸を HA とするとその水溶液中には次のような解離系が存在する HA H + +A 1 H 2 O H + +OH 2 HA の分析濃度 ( 全濃度 ) をとすれば質量の釣合電荷解離定数を Ka とすると =[HA]+[A ] 3 [H + ]=[A ]+[OH ] 4 Ka= [H+ ][A ] 5 [HA] 5に3 4を代入すると Ka= [H+ ]([H + ] [OH ]) = [H + ]([H + ] [OH ]) [A ] ([H + ] [OH ]) 6 この式に [OH ] = K W [H + ] を代入して整理すると [H + ] 3 +Ka[H + ] 2 (Ka+Kw)[H + ] KaKw=0 7 7 式は一価の酸の厳密な ph を求める式であるが複雑なので省略を考える 1) 酸では一般に [H + ] [OH ] であるもし [OH ] が [H + ] の 5% より小さければ [H + ] [OH ] [H + ] とおけるよって 6 より Ka [H+ ] 2 [H + ] 8 [H + ] 2 +Ka[H + ] Ka=0 9 21

3 [H + ]= Ka 2 + Ka2 + Ka ) さらに弱酸では [H + ] であるもし [H + ] がの 5% より小さければ [H + ] とおけるから 8 より Ka [H + ] 2 [H + ]= Ka 11 3) Ka が非常に小さい (i.e. 液が中性に近い ) かが非常に小さいときは [H + ] [OH ] 0 であり水の解離による [H + ] が無視できなくなるもし ([H + ] [OH ]) がの 5% より小さければ ([H + ] [OH ]) とおけるから 6 より Ka [H+ ]([H + ] [OH ]) [H + ]= Ka + Kw 12 = [H + ] 2 [H + ][OH ] = [H + ] 2 Kw 4) まとめ一価の弱酸 ( 濃度 ) の水素イオン濃度 [H + ] を求める手順 a.11 式により [H + ] を求める b.[oh ]= Kw より a. で求めた [H + ] を用いて [OH ] を求めるもし [H + ] [OH ] が [H + ] の 5% より小さく [H + ] がの 5% より小さければ a. で求めた [H + ](11 式 ) は十分正確. もし [OH ] は [H + ] の 5% より小さいが [H + ] がの 5% より大きければ 10 式で求める d. もし [H + ] [OH ] がの 5% より小さければ 12 式で求める e. もし [OH ] が [H + ] の 5% より大きく [H + ] がの 5% より大きければ 7 式で求める例題 1 0.2mol/L 酢酸 (Ka= ) の水素イオン濃度 [H + ] を求めよ mol/l 例題 mol/l 酢酸 (Ka= ) の [H + ] を求めよ mol/l 22

4 例題 mol/l 青酸 (HCN:Ka= ) の [H + ] を求めよ mol/l 上記の解答例はいずれも 4) まとめの吟味をした結果である参考 5% の差を無視する根拠通常の ph メーターの精度は ±0.02pH 単位 ph の差が 0.02 [H + ] 1 : 溶液 1 の水素イオン濃度 [H + ] 2 : 溶液 2 の水素イオン濃度とすると ph 1 ph 2 =0.02 であるから ph 1 ph 2 = log[h + ] 1 ( log[h + ] 2 )=log[h + ] 2 log[h + ] 1 =log [H+ ] 2 [H + ] 1 = 0.02 [H+ ] 2 [H + ] 1 = = よって [H + ] 1 と [H + ] 2 の差は約 5% すなわちこれ以下の差を問題にしても ph メーターで差が見分けられないから実用上意味がない For your interest 精度が ±0.001pH 単位の ph メーターを用いるとき無視し得る 2 つの水素イオン濃度の差は約何 % になるか約 0.23% b-1) 多価の弱酸の電離 Polyprotoni Aids 段階的に進行する ( 逐次電離 ) Ex. 硫化水素酸 H 2 S H 2 S H + +HS HS H + +S 2 各段に化学平衡の法則を適用 Ka 1 = [H+ ][HS ] = (pka [H 2 S] 1 = 6.99) Ka 2 = [H+ ][S 2 ] [HS ] = (pka 2 = 12.92) b-2) 多価の弱酸の水素イオン濃度 Ex. 二価の弱酸 H 2 A( 濃度 :) について考える : H 2 A H + +HA Ka 1 = [H+ ][HA ] 1 [HA 2 ] HA H + +A 2 Ka 2 = [H+ ][A 2 ] 2 [HA ] 質量および電荷の均衡を考える 23

5 質量 :=[H 2 A]+[HA ]+[A 2 ] 3 電荷 :[H + ]=[HA ]+2[A 2 ]+[OH ] を 3 に代入 = [H+ ][HA ] Ka 1 + [HA ] + [HA ] [H + ] Ka 2 = [HA ]( [H+ ] Ka Ka 2 [H + ] ) 5 2を4に代入して整理すると [H + ] = [HA ] + 2 [HA ] [H + ] Ka 2 + Kw [H + ] [H + ] Kw [H + ] = [HA ](1+ 2Ka 2 [H + ] ) より [HA ] を消去 [H + ] [H + ] 2 Kw = [H+ ] 2 + Ka 1 [H + ] + Ka 1 Ka 2 Ka 1 ([H + ]+ 2Ka 2 これを [H + ] について整理 [H + ] 4 +Ka 1 [H + ] 3 +(Ka 1 Ka 2 Kw Ka 1 )[H + ] 2 (Ka 1 Kw+2Ka 1 Ka 2 )[H + ] Ka 1 Ka 2 Kw=0 7 7 式は二価の弱酸の水素イオン濃度を求める最も厳密な式であるが実用的見地から省略を考える水の解離による [H + ] と [OH ] の寄与は小さいから Kw を含む項は無視できる [H + ] 4 +Ka 1 [H + ] 3 +(Ka 1 Ka 2 Ka 1 )[H + ] 2 2Ka 1 Ka 2 [H + ]=0 [H + ] 3 +Ka 1 [H + ] 2 +(Ka 1 Ka 2 Ka 1 )[H + ] 2Ka 1 Ka 2 =0 8 Ka 1 Ka 2 であれば Ka 2 を含む項は他項に比べて無視できる [H + ] 3 +Ka 1 [H + ] 2 Ka 1 [H + ]=0 [H + ] 2 +Ka 1 [H + ] Ka 1 =0 9 これは一価の弱酸の式と同じであるがさらに [H + ] であれば Ka 1 [H + ] は Ka 1 に対して無視できるから [H + ] 2 Ka 1 =0 [H + ]= Ka 1 10 ただし Ka 1 Ka 2 に大差のないときは 8 式を解く Exs. シュウ酸 :Ka 1 = Ka 2 = 酒石酸 :Ka 1 = Ka 2 = 例題 mol/L 硫化水素 (H 2 S:Ka 1 = , Ka 2 = ) の [H + ] [S 2 ] を求めよ [H + ]= [S 2 ]=

6 例題 2 1mol/L リン酸 (H 3 PO 4 :Ka 1 = , Ka 2 = , Ka 3 = ) の [H + ] [H 2 PO 4 ] [HPO 2 4 ] [PO 3 4 ] を求めよ [H + ]= [H 2 PO 4 ]= [HPO 2 4 ]= [PO 3 4 ]= または [H + ]= [H 2 PO 4 ]= [HPO 2 4 ]= [PO 3 4 ]= 例題 3 0.3mol/L 塩酸中の 0.05mol/L の硫化水素 (H 2 S) の [S 2 ] を求めよ [S 2 ]= Ex. アンモニア Ⅲ-2-2 弱塩基の電離 NH 3 +H 2 O NH + 4 +OH or NH 4 OH NH + 4 +OH [NH + 4 ][OH ] or [NH + 4 ][OH ] =Kb= [NH 3 ][H 2 O] [NH 4 OH] Kb : 塩基解離定数 pkb : 塩基指数 ( 数値が大きい程弱塩基 ) a-1) 一価の弱塩基の水素イオン濃度弱塩基を B( 濃度 ) とすれば B+H 2 O BH + +OH Kb = [BH+ ][OH - ] 1 [B] 質量と電荷の均衡を考える質量 :=[B]+[BH + ] 2 電荷 :[OH ]=[BH + ]+[H + ] 3 1 に 2 3 を代入 Kb = ([OH- ] [H + ])[OH - ] [BH + ] = ([OH - ] [H + ])[OH - ] 4 ([OH - ] [H + ]) 4 は弱酸のときと同じ ([OH ] についての三次式となる!) 近似を考える ⅰ) 弱塩基では一般に [OH ] [H + ] であるから Kb [OH- ] 2 [OH ]= Kb 5 [H + ]= Kw [OH - ] = Kw Kb = Kw2 Kb ⅱ)[H + ] が [OH ] の 5% より小さければ 25

7 Kb [OH- ] 2 [OH - ] [OH ]= Kb 2 + Kb2 + Kb 6 4 ⅲ) 液がほぼ中性 ([OH ] [H + ] がの 5% より小さい )/Kb が非常に小さい / が極めて小さく水の解離による [OH ] が無視できないとき Kb = ([OH- ] [H + ])[OH - ] ([OH - ] [H + ])[OH - ] = [OH- ] 2 Kw ([OH - ] [H + ]) [OH ]= Kb+ Kw 7 例題 0.05mol/L アニリン (Kb= ) の ph を求めよ ph8.66 a-2) 多価塩基の水素イオン濃度塩基を B( 濃度 :) とすれば B+H 2 O BH + +OH Kb 1 = [BH+ ][OH - ] [B] BH + +H 2 O BH OH Kb 2 = [BH ][OH - ] [BH + ] 水の解離を無視すれば弱酸のときと同様に [OH ] 3 +Kb 1 [OH ] 2 +(Kb 1 Kb 2 Kb 1 ) [OH ] 2Kb 1 Kb 2 =0 Kb 1 Kb 2 および [OH ] であれば [OH ]= Kb 1 参考強酸強塩基の電離強電解質は完全解離するためモル濃度を用いる質量作用の法則は準用できない K が無限大になってしまう活量を用いて真の電離定数で表す Ex. HCl Ka 0 = a H + a Cl - ただし分析化学で用いる濃度は濃厚ではないためモル濃度で近似して構わない a HCl Ex.1 Ⅲ-2-3 共役酸塩基対の Ka と Kb 26

8 CH 3 COOH: 酸 Ka = COO - ][H 3 O + ] COOH][H 2 O] or COO - ][H + ] COOH] CH 3 COO : 塩基 (CH 3 COO +H 2 O CH 3 COOH+OH ) Kb = COOH][OH - ] or COOH][OH - ] COO - ][H 2 O] COO - ] Ka Kb = COO - ][H + ] COOH][OH - ] = [H + ] [OH - ] = Kw COOH] COO - ] Ka Kb=Kw pka+pkb=pkw Ex.2 NH 3 +H 2 O NH 4+ +OH Kb Kb = [NH + 4][OH - ] [NH 3 ] NH + 4 +H 2 O NH 3 +H 3 O + Ka Ka = [NH 3 ][H+ ] [NH + 4 ] Kb Ka = [OH - ] [H + ] = Kw Ⅲ-2-4 水平化効果 Leveling Effet すべてのプロトン移動反応は弱い酸または弱い塩基を作る方向に進む Brφnsted の酸塩基説水溶液中では酸の強さがヒドロニウムイオン H 3 O + より強ければ解離は完全に進行し総て H 3 O + に変わってしまう HA+H 2 O H 3 O + + A すなわち水溶液中では H 3 O + より強い酸は存在できない Ex. HClO 4 >H 2 SO 4 >HCl>HNO 3 : 酸としての強さの順水溶液中では酸性度はどれも H 3 O + のレベルに下げられてしまう 27

9 Leveling Effet 塩基についても同様 B + H 2 O OH + BH + A + H 2 O OH + HA 塩基の強さによらず OH にすべて変えられてしまう参考水平化効果を避けるために非水滴定が行われる問弱酸や弱塩基では水平化効果は見られないその理由を説明せよ Ⅲ-2-5 化学物質の水素イオン濃度による分子型イオン型の変化医薬品には電解質であるものが多いが電解質は溶液の水素イオン濃度 (ph) によってその分子型とイオン型 ( 解離型 ) の存在比率が異なる医薬品が体内で生体成分と結合して運搬され作用点で吸収されるとき分子型であるかイオン型であるかによって大きな影響を受ける従ってある ph での医薬品の分子型とイオン型の存在比率を知ることはその薬効を考える上で非常に重要なことである Ⅲ-2-5-(1) 酸性医薬品 a) 一価の酸性医薬品 RCOOH RCOO +H + K a = [RCOO- ][H + ] 1 [RCOOH] において RCOOH を分子型 RCOO をイオン型 ( 解離型 ) といういま分子型とイオン型の比率 ( モル分率 ) を各 α 0 α とすると [RCOOH] α 0 = [RCOOH] +[RCOO - ] 2 28

10 [RCOO - ] α = [RCOOH]+[RCOO - ] = 1 α に1を代入すれば [RCOOH] α 0 = [RCOOH] +[RCOO - ] = 1 1 [H + ] 1+ [RCOO - = ] 1+ K = a [H + 4 ]+ K a [RCOOH] [H + ] [H + ] K α - = 1 α 0 = 1 [H + = a ]+ K a [H + 5 ]+ K a よってそれぞれのモル分率を水素イオン濃度の関数として表すことができた例題 1 酢酸 (CH 3 COOH K a = ) を 90% 以上イオン型とするには ph をいくら以上に保たねばならないか Ans. ph5.71 以上例題 2 アスピリン ( アセチルサリチル酸 K a = ) の血中 (ph7.4) における分子型とイオン型の存在比率 ( モル %) を求めよ Ans. 分子型 :0.01% イオン型 :99.99% 多価の酸性医薬品 H 2 A HA +H + K a1 = [HA- ][H + ] [H 2 A] HA A 2 +H + K a2 = [A2- ][H + ] [HA - ] より [HA- ] [H 2 A] = K a1 [H + ] 6 より [A2- ] [HA - ] = K a2 [H + ] 7 分子型とイオン型の比率 ( モル分率 ) を各 α 0 α 1 α 2 とすると [H α 0 = 2 A] [H 2 A] +[HA - ]+[A 2- ] = 1 1 = = 1 1+ K a1 [H + ] + K a2 [H + ] K a1 [H + ] 1+ [HA- ] [H 2 A] + [A2- ] [H 2 A] = 1+ [HA- ] [H 2 A] + [A2- ] [HA - ] [HA- ] [H 2 A] [H + ] 2 [H + ] 2 + K a1 [H + ] + K a1 K a2 8 同様に [HA - ] α 1 = [H 2 A] +[HA - ]+[A 2- ] = K a1 [H + ] [H + ] 2 + K a1 [H + 9 ]+ K a1 K a2 [A 2- ] α 2 = [H 2 A] +[HA - ]+[A 2- ] = K a1 K a2 [H + ] 2 + K a1 [H + 10 ]+ K a1 K a2 三価以上の酸についても同様に考えればよい [H + ] 3 α 0 = [H + ] 3 + K a1 [H + ] 2 + K a1 K a2 [H + 11 ]+ K a1 K a2 K a3 29

11 K α 1 = a1 [H + ] 2 [H + ] 3 + K a1 [H + ] 2 + K a1 K a2 [H + 12 ]+ K a1 K a2 K a3 K α 2 = a1 K a2 [H + ] [H + ] 3 + K a1 [H + ] 2 + K a1 K a2 [H + 13 ]+ K a1 K a2 K a3 K α 3 = a1 K a2 K a3 [H + ] 3 + K a1 [H + ] 2 + K a1 K a2 [H + 14 ]+ K a1 K a2 K a3 Ⅲ-2-5(2) 塩基性医薬品一価のアミンについて考える RNH 2 +H 2 O RNH + 3 +OH K b = [RNH + 3 ][OH - ] 1 [RNH 2 ] において分子型とイオン型の比率を各 α b α + とすると [RNH α b = 2 ] [RNH 2 ] +[RNH + 3 ] 2 [RNH + α + = 3 ] [RNH 2 ] +[RNH + 3 ] = 1 α b 3 2に1を代入すれば [RNH α b = 2 ] [RNH 2 ] +[RNH + 3 ] = 1 1+ [RNH + = 3 ] [RNH 2 ] K w [H = + ] K = w K w [H + ] + K K w + K b [H + ] 4 b 1 1+ K b [OH - ] または RNH 2 の共役酸の解離定数を K a とすると4より 1 1 K α b = 1+ K = = a b [H + ] 1+ [H+ ] K a +[H + ] 5 K w K a [OH - ] = [OH - ]+ K b 3に4または5を代入すれば K 4より α + = 1 α b = 1 w K w + K b [H + ] = K b [H + ] K w + K b [H + ] 6 K 5より α + = 1 α b = 1 a K a +[H + ] = [H + ] K a +[H + ] 7 よって塩基性医薬品についても同様にモル分率を水素イオン濃度の関数として表すことができた 30

2011年度　化学１（物理学科）

2011年度　化学１（物理学科） 014 年度スペシャルプログラム (1/17) 酸塩基 : 酸塩基の定義を確認する No.1 1 酸と塩基の定義に関する以下の文章の正を答えよ場合は間違いを指摘せよ文章正指摘 1 酸と塩基の定義はアレニウスとブレンステッドローリーの種類であるルイスの定義もあるアレニウスの定義によれば酸とは H を含むものである水に溶けて電離して H+ を出すものである 3 アレニウスの定義によれば

Ⅲ-2 酸 塩基の電離と水素イオン濃度 Ⅲ-2-1 弱酸 Ex. 酢酸 CH 3 COOH 希薄水溶液 (0.1mol/L 以下 ) 中では 一部が解離し 大部分は分子状で存在 CH 3 COOH CH 3 COO +H + 化学平衡の法則より [CH 3 COO ][H + ] = K [CH 3

Ⅲ-2 酸塩基の電離と水素イオン濃度 Ⅲ-2-1 弱酸 Ex. 酢酸 CH 3 COOH 希薄水溶液 (0.1mol/L 以下 ) 中では一部が解離し大部分は分子状で存在 CH 3 COOH CH 3 COO +H + 化学平衡の法則より [CH 3 COO ][H + ] = K [CH 3