図、ヒント、詳しい解答つきの無料のpH と緩衝液練習問題。毎回新しい数値で、3 つのレベル：強酸と強塩基, 弱酸, 緩衝液。
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事前に学ぶこと： 化学平衡
酸は、水中で水素イオン H⁺ を放出します。塩基は、水酸化物イオン OH⁻ を放出するか、H⁺ を取り込みます。レモン汁は酸性、石けんは塩基性です。
H⁺ の濃度は、約 1 mol/L から 10⁻¹⁴ mol/L まで及びます。このような数は扱いにくいので、化学者は pH を使います。
pH が 1 変わるごとに、[H⁺] は 10 倍になります。[H⁺] = 0.01 = 10⁻² mol/L の溶液は pH 2 です。
同じ考え方が OH⁻ にも使えます：pOH = −log[OH⁻]。25 °C の水では、両者の和は常に 14 になります。
答え: 3. 0.001 = 10⁻³ で、pH = −log(10⁻³) = 3 です。マイナス記号を忘れると −3、11 は pH ではなく pOH です。
強酸や強塩基は、水中で完全に解離します。例は HCl、HNO₃、NaOH、KOH です。
したがって、強酸の H⁺ 濃度は酸の濃度に等しくなります。0.01 mol/L の HCl は [H⁺] = 0.01 mol/L、pH 2 です。
強塩基では、まず [OH⁻] を求め、次に pOH、そして pH を求めます。
例：0.01 mol/L の NaOH は [OH⁻] = 0.01、pOH = 2、pH = 14 − 2 = 12 です。
答え: 13. [OH⁻] = 0.1 mol/L なので、pOH = 1、pH = 14 − 1 = 13 です。1 と答えるのは pOH で止まった値で、塩基の pH は 7 より大きくなければなりません。
酢酸や HF のような弱酸は、少ししか解離しません。平衡が生じます。
Ka は酸解離定数です：大きいほど、酸は強くなります。pKa = −log Ka もよく見られます。
濃度 c の酸のうち x mol/L が解離するなら、[H⁺] = [A⁻] = x、[HA] = c − x です。したがって Ka = x² / (c − x) です。
x が c に比べて小さいときは、c − x ≈ c を使えます。
x が c の約 5% を超える場合は、代わりに 2 次方程式 x² + Kax − Kac = 0 を解きます。
緩衝液は、弱酸 HA とその共役塩基 A⁻（たとえばそのナトリウム塩から）の混合物です。少量の酸や塩基を加えても、pH をほぼ一定に保ちます。その pH はヘンダーソン・ハッセルバルヒの式に従います。
強塩基を加えると、一部の HA が A⁻ に変わります：加えた塩基のモル数だけ、HA が減り、A⁻ が増えます。
答え: 4.75. [A⁻] = [HA] なので比は 1、log 1 = 0 で、pH = pKa = 4.75 です。緩衝液が自動的に中性になるわけではありません。
すべてのステップをたどりましょう。開く前に次のステップを予想してみましょう。
0.2 mol/L の安息香酸溶液（Ka = 6.3 × 10⁻⁵）の pH を求めなさい。
Ka は小さいので、安息香酸は弱酸です。ごく一部だけが H⁺ と A⁻ に解離します。
x = [H⁺] = [A⁻]、[HA] = 0.2 − x として：
x は小さいと仮定して、0.2 − x ≈ 0.2 とします。
0.00355 / 0.2 = 1.8% で、5% 未満です。近似は問題ありません。2 次方程式を正確に解くと 0.00352 mol/L で、ほぼ同じです。
pH は、酸であれば当然ながら 7 より下ですが、0.2 mol/L の強酸（pH 0.70）よりは高くなります。
pH ≈ 2.45
答え: 12.60. Ba(OH)₂ 1 つにつき 2 つの OH⁻ ができるので、[OH⁻] = 0.04 mol/L、pOH = 1.40、pH = 12.60 です。12.30 は係数 2 を忘れた値で、1.40 は pOH です。
むずかしい問題の例：0.25 mol の HF と 0.10 mol の F⁻（Ka = 0.00068）を含む 1.00 L の緩衝液に、0.05 mol の NaOH を加えます。HF は 0.20 mol、F⁻ は 0.15 mol になるので、pH = 3.17 + log(0.15/0.20) = 3.04 です。
強酸である塩酸（HCl）の 0.5 mol/L 水溶液の pH pH を求めなさい。
求めるもの： pH
pH：pH = −log₁₀[H₃O⁺]、pOH = −log₁₀[OH⁻] で、25 °C では pH + pOH = 14。強酸・強塩基は完全に電離します。弱酸は一部だけ電離します：Ka = x²/(c − x)（x = [H₃O⁺]）。弱酸とその共役塩基からなる緩衝液はヘンダーソン–ハッセルバルヒの式に従います：pH = pKa + log([A⁻]/[HA])。
0.1 mol/L の次亜塩素酸水溶液（Ka = 3 × 10⁻⁸）の pH pH を求めなさい。
求めるもの： pH
pH：pH = −log₁₀[H₃O⁺]、pOH = −log₁₀[OH⁻] で、25 °C では pH + pOH = 14。強酸・強塩基は完全に電離します。弱酸は一部だけ電離します：Ka = x²/(c − x)（x = [H₃O⁺]）。弱酸とその共役塩基からなる緩衝液はヘンダーソン–ハッセルバルヒの式に従います：pH = pKa + log([A⁻]/[HA])。
HA ⇌ H⁺ + A⁻：酸のうち x mol/L が電離します。
1.00 L の緩衝液が次亜塩素酸を 0.3 mol、その共役塩基を 0.2 mol 含みます（Ka = 3 × 10⁻⁸）。NaOH を 0.05 mol 加えます。新しい pH pH を求めなさい。
求めるもの： pH
pH：pH = −log₁₀[H₃O⁺]、pOH = −log₁₀[OH⁻] で、25 °C では pH + pOH = 14。強酸・強塩基は完全に電離します。弱酸は一部だけ電離します：Ka = x²/(c − x)（x = [H₃O⁺]）。弱酸とその共役塩基からなる緩衝液はヘンダーソン–ハッセルバルヒの式に従います：pH = pKa + log([A⁻]/[HA])。
H⁺ の濃度は、約 1 mol/L から 10⁻¹⁴ mol/L まで及びます。このような数は扱いにくいので、化学者は pH を使います。
pH が 1 変わるごとに、[H⁺] は 10 倍になります。[H⁺] = 0.01 = 10⁻² mol/L の溶液は pH 2 です。
問題ごとに数値が変わるので、答えではなく解き方が身につきます。 行き詰まったら、まず小さなヒントを開き、必要なときだけ詳しい解説を見ましょう。