緩衝液の仕組み・働きを徹底解説!

緩衝液の仕組み・働きを徹底解説!

緩衝液は一見難しく感じますよね。

ややこしそうな見た目の電離定数をやり、
加水分解という新しい現象を習い、
その後に出会うのが緩衝液。

緩衝液にたどり着く頃には、
頭の中がハテナだらけになっていることでしょう。

しかし実は、
緩衝液はその目的さえ分かっていれば、
実はめちゃくちゃ簡単に問題が解けてしまうのです。

今回は緩衝液をわかりやすく解説します。

この記事を読めば、
緩衝液の意味や計算の仕方はもう完璧になり、
「何も迷うところないじゃん!」と感じるようになります。

ぜひ最後まで飛ばさずに読んでみてください。

緩衝液とは

緩衝液」とは、
pHの変化を和らげてくれる液体のことを指します。

具体例として以下の酢酸を考えてみましょう。

\[
\mathrm{ CH_{3}COOH ⇆ CH_{3}COO^{-} + H^{+} }
\]

ここでルシャトリエの原理を思い出してみましょう。

H+を入れれば反応は左に進み、
pHが下がるのを和らげてくれます。

一方で、
OHを入れれば中和反応を起こし、
平衡が右に進んでH+が補充されることで、
pHが上がるのを和らげてくれます。

このような性質を持つのが緩衝液です。

緩衝液を理解するためには、化学平衡の理解が必要不可欠です。以下の記事もチャックしておきましょう。
【合わせてチェック】
絶対にわかる化学平衡の仕組み

緩衝液

先ほど考えたように、
酢酸の電離は緩衝液として働きました。

しかしただの酢酸が緩衝液になるわけではありません。

これは電離定数の計算を思い出すと理由がわかります。

電離度をαとしたときに、
α<<1より1-α≒1と近似して計算しましたよね。

このように酢酸の電離度はめちゃくちゃ小さいため、
CH3COOが少なすぎるのです。

だから酢酸を緩衝液にするためには、
酢酸イオンを足す必要があります。

次の章で具体的な作り方を見てみましょう。

緩衝液の作り方

緩衝液を作るためには、
酢酸に対して、酢酸イオンを追加する必要があります。

そこで、
酢酸の塩である酢酸ナトリウムをいれます。

これで緩衝液ができました。

ちなみに酢酸と酢酸ナトリウムは、
だいたい同じくらいの量であれば緩衝作用を示します。

では次に、
緩衝液の[H+]を考えてみましょう。

緩衝液のpH計算

Ca[mol/L]の酢酸、Cs[mol/L]の酢酸ナトリウム
を混ぜて緩衝液を作ったしましょう。

まず酢酸は以下のように電離します。

酢酸ナトリウムは100%電離するので、
以下のように酢酸イオンが増えます。

酢酸ナトリウムは「加水分解」を起こしそうですが、
①そもそもCH3COOHがいっぱいある
②加水分解はごく少量しか起こらない
という理由で無視できます。

さて、ここで電離度αに注目です。

電離度αは1よりもかなり小さいので、
1-α≒1と近似してよかったですね。

もっと言えば、
今回は酢酸イオンを大量に加えているので、
ルシャトリエの原理から平衡が左に進み、
αはより小さくなっていると考えられます。

だから結局、

\begin{align*}
\mathrm{ [CH_{3}COOH] } &= \mathrm{ C_{a}(1-α) ≒C_{a}}\\
\mathrm{ [CH_{3}COO^{-}] } &= \mathrm{ C_{s}+αC_{a} ≒C_{s}}
\end{align*}

のようになります。

よって電離定数の定義を思い出せば、

\begin{align*}
\mathrm{ K_{a} } &= \mathrm{ \frac{[CH_{3}COO^{-}][H^{+}]}{[CH_{3}COOH]} }\\
\mathrm{ K_{a} } &= \mathrm{ \frac{C_{s}[H^{+}]}{C_{a}} } \\
\mathrm{ [H^{+}] } &= \mathrm{ \frac{C_{a}}{C_{s}}K_{a} }
\end{align*}

このようにして緩衝液の[H+]がわかりました。

それでは実際の問題を使って、
緩衝液の性質を確認していきましょう。

実は先ほどの計算に少し「ごまかしたところ」があります。ここまで読んでくれたあなたは、ぜひ次の練習問題の①だけでも目を通しておきましょう。
今回は酢酸を例に挙げていますが、当然「弱酸・弱酸の塩」「弱塩基・弱塩基の塩」でも緩衝液を作れます。入試レベルでは酢酸の他にアンモニアが問われやすいでしょう。

練習問題

それでは緩衝液の性質を見てみましょう。

具体的に自分で計算してみると、
その性質に感動できると思います。

ぜひ最後までついてきてください。

①緩衝液の調製

0.050mol/Lの酢酸水溶液100mLと0.070mol/Lの酢酸ナトリウム100mLを混ぜた緩衝液のpHはいくらか。ただし酢酸の電離定数2.8×10-5mol/L、log102=0.30とする。

それではまずは緩衝溶液を作ってみましょう。

緩衝溶液の計算では、
濃度計算で少しトリッキーなところがあります。

注意しながらみていきましょう。

(解答)
先ほども説明した通り、
\[\mathrm{CH_{3}COOH⇆CH_{3}COO^{-}+H^{+}}
\]の平衡が起こっていて、
酢酸のほとんどは最初に用意した酢酸の分、
酢酸イオンのほとんどが酢酸ナトリウムの分でした。

しかしこのとき、
2つの溶液を混ぜることで、
濃度が薄まっていることに気をつけましょう。

\begin{align*}
\mathrm{[CH_{3}COOH]} &= \mathrm{0.50×\frac{100}{200}} \\
\mathrm{[CH_{3}COO^{-}]} &= \mathrm{0.70×\frac{100}{200}}
\end{align*}

よって以下のとおり。

\begin{align*}
\mathrm{ [H^{+}] } &= \mathrm{\frac{0.50×\frac{100}{200}}{0.70×\frac{100}{200}}×2.8×10^{-5}} \\
&= \mathrm{2.0×10^{-5}} \\
\mathrm{pH} &= \mathrm{-log_{10}(2.0×10^{-5})}=4.7
\end{align*}

これが「ごまかしたところ」です。先ほどのCa、Csは本当は混ぜた後の濃度を指しています。また以下のように「溶けている粒(mol)」に注目すると式は少し単純になります(酢酸のモル数na、酢酸ナトリウムのモル数ns、混合後の体積V)。
\begin{align*}
\mathrm{[H^{+}]} &= \mathrm{\frac{C_{a}}{C_{s}}K_{a} } \\
&= \mathrm{ \frac{n_{a}/V}{n_{s}/V}K_{a} } \\
&= \mathrm{ \frac{n_{a}}{n_{s}}K_{a} }
\end{align*}

②緩衝作用の確認

①の緩衝液に、0.10mol/Lの塩酸を30mL入れたときのpHはいくつか。

それではついに、
緩衝液の性質を見ていきます。

緩衝液の性質を体感してみましょう。

(解答)
まず緩衝液中の酢酸、酢酸ナトリウムは、
\begin{align*}
\mathrm{ CH_{3}COOH } &: \mathrm{ 0.050×\frac{100}{200}=0.025mol } \\
\mathrm{ CH_{3}COONa } &: \mathrm{ 0.070×\frac{100}{200}=0.035mol }
\end{align*}そして加えた塩酸は、
\[\mathrm{n_{HCl}=0.10×\frac{30}{1000}=0.003mol}
\]さてここで先ほどの平衡を思い出しましょう。
\[\mathrm{CH_{3}COOH⇆CH_{3}COO^{-}+H^{+}}
\]H+が増えればそれを打ち消すために、
左に反応が進みます。

つまりCH3COOHがHCl分増え、
CH3COONaがHCl分減るのです。

\begin{align*}
\mathrm{ n_{a} } &= \mathrm{ 0.025+0.003 = 0.028} \\
\mathrm{ n_{s} } &= \mathrm{ 0.035-0.003 = 0.032}
\end{align*}

よって「ポイント」の公式を使えば、
\begin{align*}
\mathrm{[H^{+}]} &= \mathrm{ \frac{n_{a}}{n_{s}}K_{a} } \\
&= \mathrm{ \frac{0.028}{0.033}K_{a} } \\
&≒ \mathrm{ 2.5×10^{-5} } \\
\mathrm{ pH } &= \mathrm{ -log_{10}(2.5×10^{-5}) } = \mathrm{ 4.6 }
\end{align*}

なんと塩酸を入れたのにpHが4.7から4.6に変わっただけです。

これが緩衝液の面白いところです。

塩基性になった場合もほぼ同じ考え方なので、
ぜひ問題を探して解いてみてください。

参考:実は身近な緩衝液

実は身近なところに緩衝液があります。

それは人間の「血液」です。

より正確には血液中の血漿が緩衝作用作用を持っているんです。

ちょっと二酸化炭素が増えたりしただけで、
体内のpHが大きく変化したら困りますからね。

血漿の緩衝作用を司っているのが「炭酸」や「リン酸」。

以下の平衡で緩衝作用を示しています。

\begin{align*}
\mathrm{ HCO{3}^{-} } &⇆ \mathrm{ CO_{3}^{2-} + H^{+} } \\
\mathrm{ H_{2}PO{3}^{-} } &⇆ \mathrm{ HPO_{3}^{2-} + H^{+} }
\end{align*}

これによって体内のpHは7.35〜7.45という、
狭い範囲に収められています。

生物というのはよくできていますね。

ちなみに血液のpHが7以下になると昏睡状態に、
7.7以上になると失神を起こして、
いずれも心臓が停止してしまいます。

生物が生きていくのに緩衝液は欠かせません。

炭酸、リン酸に加えて、酸素を運ぶ「ヘモグロビン」、タンパク質の一種である「アルブミン」も緩衝作用を持っています。これだけ万全の体制であれば、pH7.35〜7.45という精度も頷けますね。

まとめ

今回は緩衝液の解説でした。

弱酸・弱塩基の平衡反応を利用して、
pHを調節するのが緩衝液でした。

しかしただ弱酸・弱塩基を用意しただけでは、
弱酸・弱塩基イオンが足りないために、
塩を同程度混ぜるのでしたね。

具体的な計算も必ず一度は経験しておいてください。

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