酸と塩基とPH

価数（後にでてくる酸化数とは別物なので混同しない）

1molの酸から生じるH⁺の物質量を酸の価数という　例HClは１価の酸(H⁺)　H₂SO₄は２価の酸(2H⁺)

1molの塩基から生じるOH⁻の物質量を塩基の価数という　例NaOHは１価の塩基(OH⁻)　CaOH₂は２価の塩基(2OH⁻)

電離度

水溶液中で電離している酸や塩基の物質量を電離度といいaで表す。

a=電離している酸or塩基の物質量÷溶かした酸or塩基の物質量

aが0に近いと弱酸or弱塩基(電離しにくい＝イオン化しても元に戻りやすい)

aが1に近いと強酸or強塩基(電離しやすい＝イオンになったまま元にもどりにくい)

例　水はH₂O→H⁺+OH⁻でH⁺とOH⁻のイオン濃度はそれぞれ1.0×10⁻⁷mol/L

PHは酸がどれだけ濃いかを表す値で、１～１４までで表し、１が最も強い酸。

酸性１～６　中性７　塩基性（アルカリ性）８～１４

例　1.0×10⁻⁷mol/L　PH7 　　1.0×10⁻²mol/L　PH２　　1.0×10⁻⁹mol/L　PH９

電離平衡＝イオンになる速度と元に戻る速度が釣り合っている状態

例　第１電離CH₃COOH→CHCOO⁻+H⁺　第２電離CHCOO⁻+H⁺→CH₃COOH　

第１電離と第２電離の反応速度が釣り合っていること＝電離平衡

 イオン濃度

水素イオン濃度を［H⁺］と表す。

水素イオン濃度を［H⁺］は酸の価数×酸のモル濃度×電離度で決定する

水酸化物イオン濃度を［OH⁻］と表す

水酸化物イオン濃度［OH⁻］は塩基の価数×塩基のモル濃度×電離度

弱塩基　電離度が小さい酸　例　酢酸CH₃COOH

強塩基　電離度が大きい酸　例　塩酸HCl

弱酸　電離度が小さい酸　例　アンモニアNH₃

強塩基　電離度が大きい塩基　例　水酸化ナトリウムNaOH

指示薬

PHの値によって色が変わるもの

メチルオレンジ　3.1未満赤色　3.1～4.4赤色から黄色に徐々に変わる　4.4以上黄色

フェノールフタレイン　8.0未満無色　8.0~9.8無色から赤色に徐々に変わる　9.8以上赤色

メチルレッド　4.2未満赤色　4.2~6.2赤色から黄色に徐々に変わる　6.2以上黄色

BTB　6.0未満黄色　6.0~7.6黄色から青色に徐々に変わる　7.6以上青色

リトマス　4.5未満赤色　4.5~8.3赤色から青色に徐々に変わる　8.3以上青色 

解き方

電離したあとの式を書く

AはNaOH→Na⁺+OH⁻

BはCH₃COOH→CHCOO⁻+H⁺

CはNH₃+H₂O→NH₄⁺+OH⁻

DはH₂O→H⁺+OH⁻

※電離したあとの式をつくるヒント

酸だったら、H⁺が発生して片方は陰イオンになる。

塩基だったらOH⁻が発生するから、残りは陽イオンになる。

覚える種類は多くないので電離式を覚えておく。

 酸性　中性　塩基性に分ける

酸性B,D　中性E　塩基性AC,

Bの水素イオン濃度を［H⁺］は酸の価数×酸のモル濃度×電離度

Bは酸の価数1　酸のモル濃度0.1mo/L　電離度？

Dは酸の価数1　酸のモル濃度0.1mo/L　電離度？

BとDは電離度がどちらが大きいかを判断する。

Bは弱酸、Dは強酸なので、Dの方が電離度が大きい。（弱酸か強酸かは暗記で覚える必要あり）

［H⁺］はD＞B ［OH⁻］はB＞D

PHはD＜B

Aの水酸化物イオン濃度［OH⁻］は塩基の価数×塩基のモル濃度×電離度

Aは塩基の価数１　塩基のモル濃度0.1mol/L　電離度？

Cは塩基の価数１　塩基のモル濃度0.1mol/L　電離度？

Aは強塩基Cは弱塩基なので電離度はAの方が大きい

［OH⁻］がAの方が大きいので、［H⁺］はAの方が小さい

（基本的に［H⁺］×［OH⁻］=1.0×10⁻¹⁴mol²/L²である　つまり、［OH⁻］と［H⁺］の積は一定なので、［OH⁻］の濃度が濃くなると［H⁺］が薄くなる）

理由はH⁺とOH⁻は結合して水になるので、互いの濃度は常に一定。（但し温度が一定なら）

［OH⁻］はC＜A　［H⁺］はA＜C

PHはC＜A　　　　よって、D＜B＜E＜C＜A