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水溶液中の化学平衡 (塩の水への溶解 (溶解平衡 (難溶性塩の溶解平衡 (難溶性塩 (\( \ce{AgCl,BaSO4}など \)), \(…

- - - - 強塩基+弱酸，強酸＋弱塩基のときに起きる
        
        弱酸(弱塩基)から生じたイオンの一部が水と反応
        
        元の分子に戻って弱塩基性(弱酸性)を示す現象
      - 酢酸ナトリウム(弱酸＋強塩基)を例として
        
        \( \ce{CH3COONa -> CH3COO- + Na+} \)
        
        \(電離した\ce{CH3COO-}の一部が水と反応 \)
        
        \( \ce{ CH3COO- + H2O <=> CH3COOH + OH-} \)
      - \( 塩化アンモニウム(強酸＋弱塩基)を例として \)
        
        \( \ce{NH4Cl -> NH4+ + CL-} \)
        
        \(電離した\ce{NH4+}の一部が水と反応 \)
        
        \( \ce{NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+} \)
      - 加水分解定数
        
        \( K_h = K [\ce{H2O}] = \dfrac{[\ce{CH3COOH}][\ce{OH-}]}{[\ce{CH3COO-}]} \)
        
        \(K_W = K_a \times K_h \)
        
        \( K_h が大きいほど，そのイオンは加水分解を受けやすい \)
  - - - 水溶液のpHをほぼ一定に保つ作用
        
        弱酸＋その塩，弱アルカリ＋その塩の混合溶液
    - - 外から加えた酸・塩基の影響を打ち消してpHをほぼ一定に保つ溶液
        
        弱酸（弱塩基）遊離反応
        
        中和して水が生成
      - 水で薄めても水溶液のpHはほぼ一定
      - 生体内の緩衝液
        
        血液
        
        \( \ce{H2CO3, HCO3-}による緩衝液で，\ce{pH}=7.4程度 \)
        
        細胞内
        
        \( \ce{リン酸水素イオン HPO4^{2-}とリン酸二水素イオン H2PO4-} による緩衝液で，\\ \ce{pH} = 6.9程度 \)
  - - - 難溶性塩
        
        \( \ce{AgCl,BaSO4}など \)
      - \( \ce{ AgCl(固) <=> Ag+ aq + Cl- aq} \)
    - - \( K_{sp} = K [\ce{AgCl}(固)] = [\ce{Ag+}][\ce{Cl-}] \)
        
        温度変化がなければ常に一定
    - - \( [\ce{Ag+}][\ce{Cl-}] > K_{sp} \)
        
        沈殿を生じる
      - \( [\ce{Ag+}][\ce{Cl-}] \leq K_{sp} \)
        
        沈殿が生じない
    - - ある電解質水溶液に別の電解質を加える
        
        共通のイオンがあれば，共通イオンが減少する向きに平衡が移動
    - - \( K_{sp}の小さい塩は沈殿しやすい \)
        
        溶液中に溶解するイオン濃度が小さいため
    - - 硫化水素の二段階電離を利用
        
        \( \ce{H2S <=> H+ + HS- } \\ \ce{HS- <=> H+ + S^{2-}} \)
        
        \( [\ce{S^{2-}}]は，[\ce{H+}]によって変化する \)
- - - - \( \ce{CH3COOH + H2O <=> CH3COO- + H3O+} \)
      - \( \ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-} \)
    - - 酸の電離定数
        
        酢酸を例として
        
        \( K_a = K[\ce{H2O}] = \dfrac{[\ce{CH3COO-}][\ce{H+}]}{[\ce{CH3COOH}]} \)
      - アルカリの電離定数
        
        アンモニアを例として
        
        \( K_b = K[\ce{H2O}] = \dfrac{[\ce{NH4+}][\ce{OH-}]}{[\ce{NH3}]} \)
      - 電離平衡における平衡定数のこと
    - - \( \alpha = \sqrt{\dfrac{K}{c}} \)
        
        テーブルを作って近似
      - \( [\ce{H+}] = c \alpha = \sqrt{cK_a} \)
      - \( [\ce{OH-}] = c \alpha = \sqrt{cK_b} \)
  - - - \( \ce{H2O <=> H+ OH-} \)
        
        \( [\ce{H+}] = [\ce{OH-}] = 1.0 \times 10^{-7} \: \ce{mol/L} \: (25{}^\circ C) \)
        
        水のイオン積
        
        \( K = \dfrac{[\ce{H+}][\ce{OH-}]}{[\ce{H2O}]} \)
        
        \( K_W = [\ce{H+}][\ce{OH-}] = 10^{-14} \: \ce{(mol/L)^2} \: (25{}^\circ C) \)
        
        水の電離は吸熱反応なので，高温ほどイオン積も大きくなる
    - - \( \ce{pH} = - \log[\ce{H+}] \)
        
        \( [\ce{H+}] = \dfrac{\alpha n}{V} \: \ce{mol/L} \)