概念と仕組み
単純な強酸・強塩基の水溶液では、H⁺とOH⁻が反応して水を作ります。反応に直接関与しない傍観イオンは溶液中に残ります。
当量反応は、酸から供給される水素イオンの量と、塩基から供給される水酸化イオンの量が一致する場合に起こります。 どのイオンが残存するか、また溶液が酸性か塩基性であるかは、どの反応物が過剰であるかによって決まります。
関係式と成立条件
反応するイオンのモル数は濃度×体積で計算し、酸や塩基の化学式単位一つが供給するイオン数を考慮します。0.1 mol/LのHCl 10 mLには、H⁺が1 mmol含まれます。
当量点でpHが7になるのは、25 °Cでの通常の強酸・強塩基の組合せなど、特定の条件に限られます。弱酸・弱塩基や塩の加水分解が関わると、当量点のpHは変わることがあります。
仮想実験で読み取る変化
少ない方のイオンが全て反応し、多くの方が残ります。 Na⁺・Cl⁻は反応前後のモル数が同じです。
HCl・NaOHが完全解離する一価強酸・強塩基模型です。精密pH・水の自動イオン化・反応熱は扱いません。 BTBは酸性黄色・中性緑・塩基性青の入門用分類であり、実際の変色区間は省略します。点は束の図で、実際の数は表のN=nNₐで表します。
重要な関係式と記号
H⁺ + OH⁻ → H₂O · n = cV
| 記号 | 意味 | 単位 |
|---|---|---|
| n | 反応するイオンの量 | mol |
| c | モル濃度 | mol/L |
| V | 溶液の体積 | L |
例で確かめる
中和の当量点を決める条件は？
一価強酸・強塩基ではc酸V酸=c塩基V塩基のときH⁺とOH⁻が残りません。 Na⁺・Cl⁻は視聴者イオンとして残ります。
よくある誤解
- 酸と塩基を等しい体積で混合しても、反応するイオンのモル数（モル）は必ずしも等しくなりません。