第14章酸塩基平衡

14.4 Hydrolysis of Salts14.4　塩の加水分解

Learning Objectives学習目標

By the end of this section, you will be able to:

この節を学ぶと、次のことができるようになる。

Predict whether a salt solution will be acidic, basic, or neutral
塩の水溶液が酸性・塩基性・中性のどれになるかを予測する
Calculate the concentrations of the various species in a salt solution
塩の水溶液中のさまざまな化学種の濃度を計算する
Describe the acid ionization of hydrated metal ions
水和金属イオンの酸としての電離を説明する

Salts with Acidic Ions酸性のイオンを持つ塩

Salts are ionic compounds composed of cations and anions, either of which may be capable of undergoing an acid or base ionization reaction with water. Aqueous salt solutions, therefore, may be acidic, basic, or neutral, depending on the relative acid-base strengths of the salt's constituent ions. For example, dissolving ammonium chloride in water results in its dissociation, as described by the equation

英語のヒント

塩は陽イオンと陰イオンからなるイオン化合物であり、そのいずれも、水と酸または塩基の電離反応を起こせる場合がある。したがって塩の水溶液は、塩を構成するイオンの酸・塩基としての相対的な強さに応じて、酸性、塩基性、中性のいずれかになる。例えば、塩化アンモニウムを水に溶かすと、次の式のように解離する。

{NH}_{4} Cl (s) ⇌ {NH}_{4}^{+} (a q) + {Cl}^{-} (a q)

The ammonium ion is the conjugate acid of the base ammonia, NH₃; its acid ionization (or acid hydrolysis) reaction is represented by

アンモニウムイオンは、塩基であるアンモニアNH₃の共役酸であり、その酸としての電離（または酸性加水分解）反応は、次のように表される。

{NH}_{4}^{+} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ H_{3} O^{+} (a q) + {NH}_{3} (a q) K_{a} = K_{w} / K_{b}

Since ammonia is a weak base, K_b is measurable and K_a > 0 (ammonium ion is a weak acid).

アンモニアは弱塩基なので、K_bは測定できる値であり、K_a > 0となる（アンモニウムイオンは弱酸である）。

The chloride ion is the conjugate base of hydrochloric acid, and so its base ionization (or base hydrolysis) reaction is represented by

塩化物イオンは塩酸の共役塩基なので、その塩基としての電離（または塩基性加水分解）反応は、次のように表される。

{Cl}^{-} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ HCl (a q) + {OH}^{-} (a q) K_{b} = K_{w} / K_{a}

Since HCl is a strong acid, K_a is immeasurably large and K_b ≈ 0 (chloride ions don’t undergo appreciable hydrolysis).

HClは強酸なので、K_aは測定できないほど大きく、K_b ≈ 0となる（塩化物イオンは無視できないほどの加水分解を起こさない）。

Thus, dissolving ammonium chloride in water yields a solution of weak acid cations (

{NH}_{4}^{+}

) and inert anions (Cl⁻), resulting in an acidic solution.

英語のヒント

したがって、塩化アンモニウムを水に溶かすと、弱酸である陽イオン（

{NH}_{4}^{+}

）と反応に関与しない陰イオン（Cl⁻）の溶液ができ、酸性になる。

Example 14.15例題 14.15

Calculating the pH of an Acidic Salt Solution酸性を示す塩の水溶液のpHを計算する

Aniline is an amine that is used to manufacture dyes. It is isolated as anilinium chloride,

[C_{6} H_{5} {NH}_{3}] Cl,

a salt prepared by the reaction of the weak base aniline and hydrochloric acid. What is the pH of a 0.233 M solution of anilinium chloride

英語のヒント

アニリンは染料の製造に使われるアミンである。弱塩基であるアニリンと塩酸との反応で作られる塩、塩化アニリニウム

[C_{6} H_{5} {NH}_{3}] Cl,

として単離される。0.233 M塩化アニリニウム水溶液のpHはいくらか。

C_{6} H_{5} {NH}_{3}^{+} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ H_{3} O^{+} (a q) + C_{6} H_{5} {NH}_{2} (a q)

Solution解法

The K_a for anilinium ion is derived from the K_b for its conjugate base, aniline (see Appendix I):

アニリニウムイオンのK_aは、その共役塩基アニリンのK_bから求める（付録I参照）。

K_{a} = \frac{K_{w}}{K_{b}} = \frac{1.0 \times 10^{−14}}{4.3 \times 10^{−10}} = 2.3 \times 10^{−5}

Using the provided information, an ICE table for this system is prepared:

与えられた情報を使って、この系のICE表を作る。

主に2列4行からなる表。左上は空欄で、左列には初濃度（M）、変化量（M）、平衡時（M）が並ぶ。右列の見出しは「C₆H₅NH₃⁺ + H₂O ⇌ C₆H₅NH₂ + H₃O⁺」。その下は4列3行に分かれ、第1列は0.233、−x、0.233 − x、第2列はすべて空欄、第3列は0、+x、x、第4列はほぼ0、+x、xである。

OpenStax, Rice University; Chemistry 2e. · CC BY 4.0 · Source出典

Substituting these equilibrium concentration terms into the K_a expression gives

これらの平衡濃度を表す項をK_aの式に代入すると、

\begin{array}{l} K_{a} = [C_{6} H_{5} {NH}_{2}] [H_{3} O^{+}] / [C_{6} H_{5} {NH}_{3}^{+}] \\ 2.3 \times 10^{− 5} = (x) (x) / 0.233 - x) \end{array}

Assuming x << 0.233, the equation is simplified and solved for x:

x << 0.233と仮定して式を簡単にし、xについて解くと、

\begin{array}{l} 2.3 \times 10^{− 5} = x^{2} / 0.233 \\ x = 0.0023 M \end{array}

The ICE table defines x as the hydronium ion molarity, and so the pH is computed as

ICE表ではxをオキソニウムイオンのモル濃度としているので、pHは次のように計算される。

pH = - log [H_{3} O^{+}] = − log (0.0023) = 2.64

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What is the hydronium ion concentration in a 0.100-M solution of ammonium nitrate, NH₄NO₃, a salt composed of the ions

{NH}_{4}^{+}

and

{NO}_{3}^{−} .

Which is the stronger acid

C_{6} H_{5} {NH}_{3}^{+}

{NH}_{4}^{+} ?

硝酸アンモニウムNH₄NO₃は、

{NH}_{4}^{+}

と

{NO}_{3}^{−} .

からなる塩である。その0.100 M水溶液のオキソニウムイオン濃度はいくらか。

C_{6} H_{5} {NH}_{3}^{+}

と

{NH}_{4}^{+} ?

ではどちらが強い酸か。

Salts with Basic Ions塩基性のイオンを持つ塩

As another example, consider dissolving sodium acetate in water:

別の例として、酢酸ナトリウムを水に溶かす場合を考えよう。

{NaCH}_{3} {CO}_{2} (s) ⇋ {Na}^{+} (a q) + {CH}_{3} {CO}_{2}^{-} (a q)

The sodium ion does not undergo appreciable acid or base ionization and has no effect on the solution pH. This may seem obvious from the ion's formula, which indicates no hydrogen or oxygen atoms, but some dissolved metal ions function as weak acids, as addressed later in this section.

英語のヒント

ナトリウムイオンは、酸としても塩基としても無視できないほどの電離を起こさず、溶液のpHに影響しない。イオンの式に水素原子も酸素原子も含まれないことから、これは当然に思えるかもしれない。しかし、本節の後で扱うように、溶けた金属イオンの中には弱酸として働くものがある。

The acetate ion,

{CH}_{3} {CO}_{2}^{-},

is the conjugate base of acetic acid, CH₃CO₂H, and so its base ionization (or base hydrolysis) reaction is represented by

酢酸イオン

{CH}_{3} {CO}_{2}^{-},

は酢酸CH₃CO₂Hの共役塩基なので、その塩基としての電離（または塩基性加水分解）反応は、次のように表される。

{CH}_{3} {CO}_{2}^{-} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ {CH}_{3} {CO}_{2} H (a q) + OH - (a q) K_{b} = K_{w} / K_{a}

Because acetic acid is a weak acid, its K_a is measurable and K_b > 0 (acetate ion is a weak base).

酢酸は弱酸なので、そのK_aは測定できる値であり、K_b > 0となる（酢酸イオンは弱塩基である）。

Dissolving sodium acetate in water yields a solution of inert cations (Na⁺) and weak base anions

{(CH}_{3} {CO}_{2}^{-}),

resulting in a basic solution.

酢酸ナトリウムを水に溶かすと、反応に関与しない陽イオン（Na⁺）と弱塩基である陰イオン

{(CH}_{3} {CO}_{2}^{-}),

の溶液ができ、塩基性になる。

Example 14.16例題 14.16

Equilibrium in a Solution of a Salt of a Weak Acid and a Strong Base弱酸と強塩基からなる塩の水溶液中の平衡

Determine the acetic acid concentration in a solution with

[{CH}_{3} {CO}_{2}^{−}] = 0.050 M

and [OH⁻] = 2.5

\times

10⁻⁶ M at equilibrium. The reaction is:

平衡時に

[{CH}_{3} {CO}_{2}^{−}] = 0.050 M

、[OH⁻] = 2.5

\times

10⁻⁶ Mである溶液の酢酸濃度を求めなさい。反応は次のとおりである。

{CH}_{3} {CO}_{2}^{−} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ {CH}_{3} {CO}_{2} H (a q) + {OH}^{−} (a q)

Solution解法

The provided equilibrium concentrations and a value for the equilibrium constant will permit calculation of the missing equilibrium concentration. The process in question is the base ionization of acetate ion, for which

与えられた平衡濃度と平衡定数の値から、未知の平衡濃度を計算できる。対象とする過程は酢酸イオンの塩基としての電離であり、その定数は、

K_{b} (for {CH}_{3} {CO}_{2}^{−}) = \frac{K_{w}}{K_{a} (for {CH}_{3} {CO}_{2} H)} = \frac{1.0 \times 10^{−14}}{1.8 \times 10^{−5}} = 5.6 \times 10^{−10}

K_{b} (対象： {CH}_{3} {CO}_{2}^{−}) = \frac{K_{w}}{K_{a} (対象： {CH}_{3} {CO}_{2} H)} = \frac{1.0 \times 10^{−14}}{1.8 \times 10^{−5}} = 5.6 \times 10^{−10}

Substituting the available values into the K_b expression gives

わかっている値をK_bの式に代入すると、

K_{b} = \frac{[{CH}_{3} {CO}_{2} H] [{OH}^{−}]}{[{CH}_{3} {CO}_{2}^{−}]} = 5.6 \times 10^{−10}

= \frac{[{CH}_{3} {CO}_{2} H] (2.5 \times 10^{−6})}{(0.050)} = 5.6 \times 10^{−10}

Solving the above equation for the acetic acid molarity yields [CH₃CO₂H] = 1.1

\times

10⁻⁵ M.

上の式を酢酸のモル濃度について解くと、[CH₃CO₂H] = 1.1

\times

10⁻⁵ Mとなる。

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What is the pH of a 0.083-M solution of NaCN?

0.083 M NaCN水溶液のpHはいくらか。

Salts with Acidic and Basic Ions酸性と塩基性の両方のイオンを持つ塩

Some salts are composed of both acidic and basic ions, and so the pH of their solutions will depend on the relative strengths of these two species. Likewise, some salts contain a single ion that is amphiprotic, and so the relative strengths of this ion’s acid and base character will determine its effect on solution pH. For both types of salts, a comparison of the K_a and K_b values allows prediction of the solution’s acid-base status, as illustrated in the following example exercise.

酸性のイオンと塩基性のイオンの両方からなる塩もある。その水溶液のpHは、この二つの化学種の相対的な強さによって決まる。同様に、両性のイオンを一つ含む塩もあり、そのイオンの酸性と塩基性の相対的な強さが、溶液のpHへの影響を決める。どちらの種類の塩も、次の例題で示すように、K_aとK_bを比較することで、溶液が酸性か塩基性かを予測できる。

Example 14.17例題 14.17

Determining the Acidic or Basic Nature of Salts塩が酸性か塩基性かを判定する

Determine whether aqueous solutions of the following salts are acidic, basic, or neutral:

次の塩の水溶液が、酸性、塩基性、中性のいずれになるかを判定しなさい。

(a) KBr

(b) NaHCO₃

(d) NH₄F

Solution解法

Consider each of the ions separately in terms of its effect on the pH of the solution, as shown here:

次のように、各イオンが溶液のpHへ及ぼす影響を個別に考える。

(a) The K⁺ cation is inert and will not affect pH. The bromide ion is the conjugate base of a strong acid, and so it is of negligible base strength (no appreciable base ionization). The solution is neutral.

(a) 陽イオンK⁺は反応に関与せず、pHに影響しない。臭化物イオンは強酸の共役塩基なので、塩基としての強さは無視できるほど小さい（無視できないほどの塩基の電離は起こらない）。溶液は中性である。

(b) The Na⁺ cation is inert and will not affect the pH of the solution; while the

{HCO}_{3}^{−}

anion is amphiprotic. The K_a of

{HCO}_{3}^{−}

is 4.7

\times

10⁻¹¹,and its K_b is

\frac{1.0 \times 10^{−14}}{4.3 \times 10^{−7}} = 2.3 \times 10^{−8} .

(b) 陽イオンNa⁺は反応に関与せず溶液のpHに影響しないが、陰イオン

{HCO}_{3}^{−}

は両性である。

{HCO}_{3}^{−}

のK_aは4.7

\times

10⁻¹¹、そのK_bは

\frac{1.0 \times 10^{−14}}{4.3 \times 10^{−7}} = 2.3 \times 10^{−8} .

である。

Since K_b >> K_a, the solution is basic.

K_b >> K_aなので、溶液は塩基性である。

{HPO}_{4}^{2−}

anion is amphiprotic. The K_a of

{HPO}_{4}^{2−}

is 4.2

\times

10⁻¹³,

{HPO}_{4}^{2−}

は両性である。

{HPO}_{4}^{2−}

のK_aは4.2

\times

10⁻¹³であり、

and its K_b is

\frac{1.0 \times 10^{−14}}{6.2 \times 10^{−8}} = 1.6 \times 10^{−7} .

Because K_b >> K_a, the solution is basic.

そのK_bは

\frac{1.0 \times 10^{−14}}{6.2 \times 10^{−8}} = 1.6 \times 10^{−7} .

である。K_b >> K_aなので、溶液は塩基性である。

(d) The

{NH}_{4}^{+}

ion is acidic (see above discussion) and the F⁻ ion is basic (conjugate base of the weak acid HF). Comparing the two ionization constants: K_a of

{NH}_{4}^{+}

is 5.6

\times

10⁻¹⁰ and the K_b of F⁻ is 1.6

\times

10⁻¹¹, so the solution is acidic, since K_a > K_b.

(d)

{NH}_{4}^{+}

イオンは酸性（上の説明を参照）、F⁻イオンは塩基性（弱酸HFの共役塩基）である。二つの電離定数を比べると、

{NH}_{4}^{+}

のK_aは5.6

\times

10⁻¹⁰、F⁻のK_bは1.6

\times

10⁻¹¹である。K_a > K_bなので、溶液は酸性になる。

Check Your Learning理解度の確認

Determine whether aqueous solutions of the following salts are acidic, basic, or neutral:

次の塩の水溶液が、酸性、塩基性、中性のいずれになるかを判定しなさい。

(a) K₂CO₃

(b) CaCl₂

(d) (NH₄)₂CO₃

第14章酸塩基平衡

14.4 Hydrolysis of Salts14.4 塩の加水分解

Learning Objectives学習目標

Salts with Acidic Ions酸性のイオンを持つ塩

Calculating the pH of an Acidic Salt Solution酸性を示す塩の水溶液のpHを計算する

Solution解法

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Salts with Basic Ions塩基性のイオンを持つ塩

Equilibrium in a Solution of a Salt of a Weak Acid and a Strong Base弱酸と強塩基からなる塩の水溶液中の平衡

Solution解法

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Salts with Acidic and Basic Ions酸性と塩基性の両方のイオンを持つ塩

Determining the Acidic or Basic Nature of Salts塩が酸性か塩基性かを判定する

Solution解法

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14.4 Hydrolysis of Salts14.4　塩の加水分解