中和反応の量的関係

中和反応の量的関係

中和反応では、酸からの水素イオン H⁺ と塩基からの水酸化物イオン OH^－ が反応して、水 H₂O が生成します。

H⁺　+　OH^－　→　H₂O

中和反応が終わるのは、H⁺ と OH^－ が両方ともちょうど消費されて、溶液からなくなったときです。

つまり、酸からの H⁺ の物質量と、塩基からの OH^－ の物質量が等しくなったとき、中和反応が終了します。

酸からの H⁺ の物質量は、酸の価数と酸の濃度と酸の体積の積より求められます。

酸からの H⁺ の物質量　=　酸の価数　×　酸の濃度　×　酸の体積

これは塩基についても同様なので、

塩基からの OH^－ の物質量　=　塩基の価数　×　塩基の濃度　×　塩基の体積

と表されます。

酸の価数を a 、酸の濃度を c [ mol/L ] 、酸の体積を v [ mL ] とします。この溶液から得られる H⁺ の物質量は、以下のようになります。

H⁺ の物質量　=　a　×　c　×　\(\frac{v}{1000}\)

c の単位はモル濃度であり、v の単位は mL なので、1 L = 1000 mL より体積を 1000 で割っています。

同様に塩基の価数を b 、塩基の濃度を c’ [ mol/L ] 、塩基の体積を v’ [ mL ] とすると、この溶液から得られる OH^－ の物質量は、以下のようになります。

OH^－ の物質量　=　b　×　c’　×　\(\frac{v’}{1000}\)

酸からの H⁺ の物質量と、塩基からの OH^－ の物質量が等しくなったとき、中和反応が終了するので、

$$a　×　c　×　\frac{v}{1000}　=　b　×　c’　×　\frac{v’}{1000}$$

が成り立つとき、中和反応が完了します。

ところで、これまでの説明は、簡単に H⁺ と OH^－ で中和反応としていました。これはアレーニウスの定義による酸と塩基でした。

アレーニウスの定義から外れる、アンモニア NH₃ （弱塩基）のような化合物であっても、上の式で計算できます。例えば NH₃ ならば、1 価の塩基として同じように計算します。

中和の例題（1）

0.2 mol/L の硫酸 10 mL があります。これを中和するのに 0.1 mol/L の水酸化ナトリウム水溶液は、どれだけ必要でしょうか。

硫酸 H₂SO₄ は 2 価の酸です。水酸化ナトリウム NaOH は 1 価の塩基です。これより、水酸化ナトリウム水溶液の体積を V mL とすると、

$$2　×　0.2　×　\frac{10}{1000}　=　1　×　0.1　×　\frac{V}{1000}$$

これを解くと V = 40 mL です。

中和の化学反応式も確認しておきましょう。

H₂SO₄　+　2 NaOH　→　Na₂SO₄　+　2 H₂O

弱酸・弱塩基の中和

弱酸は電離度が小さいので、酸の濃度に対して電離している H⁺ の物質量が小さくなります。そこで、弱酸が中和反応するときは、H⁺ が不足しそうな気がします。

しかし実際には、弱酸も強酸も区別せずに、上のような計算をすることができます。

その理由は、弱酸が中和して H⁺ が少なくなると、新たに弱酸が電離して H⁺ が生じるためです。

中和反応が進むとどんどん弱酸が電離していくので、最終的にはすべての弱酸が中和されます。

弱塩基も同じように考えられます。弱塩基も強塩基と同様に、中和反応の計算ができます。

中和の例題（2）

濃度が 0.1 mol/L の酢酸は、電離度が 0.01 です。この酢酸 5 mL を中和するのに、水酸化ナトリウム水溶液が 10 mL 必要でした。水酸化ナトリウム水溶液のモル濃度はいくらですか。

酢酸は弱酸で、電離している H⁺ はわずかです。しかし中和反応が終わりまで進むときは、次々と酢酸分子が電離していきます。

最後にはすべての酢酸分子が電離するので、強酸と同じように計算できます。

酢酸は 1 価の酸、水酸化ナトリウムは 1 価の塩基です。水酸化ナトリウム水溶液の濃度を C mol/L とすると、

$$1　×　0.1　×　\frac{5}{1000}　=　1　×　C　×　\frac{10}{1000}$$

これを解くと　C = 0.05 mol/L

中和の化学反応式は以下のようになります。

CH₃COOH　+　NaOH　→　CH₃COONa　+　H₂O

問題演習

確認テスト1

0.30 mol/L の塩酸 10 mL を中和するのに、0.10 mol/L の水酸化バリウム Ba(OH)₂ はどれだけ必要ですか。

実践問題1（2017追第2問問5）

濃度が不明の n 価の酸の水溶液 x [ mL ] を、濃度が c [ mol/L ] で m 価の塩基の水溶液を用いて過不足なく中和するには y [ mL ] を要した。この酸の水溶液の濃度 [ mol/L ] を求める式として最も適当なものを、次の①～⑥のうちから一つ選べ。

（①～⑥の式の単位は mol/L ）

（2017年度センター試験　追試験　化学基礎　第2問問5　より引用）

実践問題2（2019本第2問問4）

0.10 mol/L の水酸化ナトリウム水溶液で、濃度不明の酢酸水溶液 20 mL を滴定した。この滴定に関する記述として誤りを含むものを、次の①～④のうちから一つ選べ。

①　滴定前の酢酸水溶液では、一部の酢酸が電離している。

②　滴定に用いた水酸化ナトリウム水溶液の pH は 13 である。

③　滴定に用いた水酸化ナトリウム水溶液は、5.0 mol/L の水酸化ナトリウム水溶液を正確に 10 mL 取り、これを 500 mL に希釈して調製した。

④　中和に要する水酸化ナトリウム水溶液の体積が 10 mL であったとき、もとの酢酸水溶液の濃度は 0.20 mol/L である。

（2019年度センター試験　本試験　化学基礎　第2問問4　より引用）