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✅水のイオン積
物質の変化の中の「酸・塩基」について徹底解説していきます。
なぜ弱酸では電離平衡を考えるのに強酸では考えないのか？という部分についても丁寧に解説していきますので、ぜひ最後までご覧ください。
電離平衡
まずは、電離平衡について学んでいきましょう。
\(\rm{HA}\)という物質が、電離平衡の状態にあるとします。
\(\rm{HA ⇄ H^+ + A^-}\)
このように分子の一部が電離することで、「電離していない分子」と「電離して生じたイオン」とが平衡状態になっているとき、電離平衡になっているといいます。
そしてこのとき、電離のしやすさを表現した定数が電離定数(平衡定数)になります。
\(K = \large \frac{[\rm{H^+}][\rm{A^-}]}{[\rm{HA}]}\)
・電離定数が大きい → 分子が大きい → 平衡が右側に進みやすい
・電離定数が小さい → 分母が大きい → 平衡が右側に進みにくい
このイメージをしっかりともっておきましょう！
また、電離定数\(K\)は温度が一定であるならば、一定であるということもしっかりと覚えておきましょう。
強酸の電離平衡
強酸の例として、塩酸\(\rm{HCl}\)の電離を考えてみましょう。
\(\rm{HCl → H^+ + Cl^-}\)
電離定数\(K_a = \large \frac{[\rm{H^+}][\rm{Cl^-}]}{[\rm{HCl}]}\)
電離定数\(K_a\)の\(a\)は\(\rm{acid}\)(酸)の意味になります。
この電離定数を見ると、塩酸\(\rm{HCl}\)は完全に電離するので、\(\rm{[HCl]≒0}\)となります。
つまり、電離定数\(K_a → \infty\)になってしまうので、強酸の電離定数は不要というわけです。
あえて電離定数の意味を解釈すると、
・電離定数が\(\infty\) → 分子が\(\infty\) → ほぼ完全に平衡が右側に進む
となります。
弱酸の電離平衡
では次に、弱酸の電離平衡を見てみましょう。
弱酸の例として、酢酸\(\rm{CH_3COOH}\)を考えてみます。
\(\rm{CH_3COOH + H_2O ⇄ CH_3COO^- + H_3O^+}\)
電離定数\(K_a = \large \frac{[\rm{CH_3COO^-}][\rm{H_3O^+}]}{[\rm{CH_3COOH}][\rm{H_2O}]}\)
ここで、ポイントが\(2\)つあります。
水溶液中に酢酸を溶かしているので、多少酢酸が溶けても水の濃度は変化しません。
そのため、\(\rm{[H_2O]}\)は常に一定と考えることができます。
② \(\rm{[H_3O^+]→[H^+]}\)と表記する
\(\rm{H_3O^+ →H_2O + H^+}\)と考えることができるため、一般的に\(\rm{[H^+]}\)と表現されることが多いです。
以上から、まず①については両辺に\(\rm{[H_2O]}\)をかけることで、消してしまいましょう。
そして②も適用すると、電離定数\(K_a\)は次のようになります。
電離定数\(K_a = \large \frac{[\rm{CH_3COO^-}][\rm{H^+}]}{[\rm{CH_3COOH}]}\)
弱塩基の電離平衡
次に、塩基の電離平衡を考えていきましょう。
強塩基については、強酸と同様に完全電離するため、電離平衡という考え方は不要です。
弱塩基の例として、アンモニア\(\rm{NH_3}\)を考えてみます。
\(\rm{NH_3 + H_2O ⇄ {NH_4}^+ + OH^-}\)
\(\rm{[H_2O]}\)を省略して書くと、アンモニア\(\rm{NH_3}\)の電離定数は次のようになります。
電離定数\(K_b = \large \frac{[\rm{{NH_4}^+}][\rm{OH^-}]}{[\rm{NH_3}]}\)
ここで、\(b\)とは塩基(\(\rm{base}\))という意味です。
水のイオン積
純粋な水というのは、次のように一部が電離しています。
\(\rm{H_2O ⇄ H^+ + OH^-}\)
同様に電離定数を考えると、次のようになります。
\(K = \large \frac{[\rm{H^+}][\rm{OH^-}]}{[\rm{H_2O}]}\)
ここで、\(\rm{[H_2O]}\)を省略すると、\(K = \rm{[H^+][OH^-]}\)となります。
一方で、純粋な水では、\(\rm{[H^+]}\)と\(\rm{[OH^-]}\)は互いに等しい値となり、\(\rm{[H^+] = [OH^-] = 1.0×10^{-7}\ mol/L\ (25°C)}\)です。
なので、水が電離したときの電離定数を\(K_w\)とすると、
\(K_w = [\rm{H^+}][\rm{OH^-}] = 1.0×10^{-14}\ (\rm{mol/L})^2\)
この\(K_w\)を水のイオン積といって、\(\rm{25°C}\)であれば\(\rm{1.0×10^{-14} (mol/L)^2}\)と決まっています。
この値はしっかりと覚えておいてくださいね。
・電離定数がとても小さい → 分母がとても大きい → 平衡がほとんど右側に進まない
ということもわかると思います。
つまり、水はほとんど電離せず\(\rm{H_2O}\)として存在しているが、ほんの一部だけ電離してイオンになっているというわけです。
この水のイオン積は次で解説する「\(\rm{pH}\)計算」でも非常に重要なので、しっかり理解しておきましょう！
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