　　　先進科学塾１日コース　　　　Advancing Science Workshop 　　「科学（理科）をわくわくしながら勉強する」にはどうしたらよいだろうか。　　先進科学塾はそれに答えようとする企画です。酸・塩基とは、そしてｐＨとは何か　塩酸、酢酸、水酸化ナトリウム、アンモニア水など、ＢＴＢという指示薬に加えたり、味見したり、混ぜ合わせたりして、酸と塩基の特徴をつかみます。　そしてｐＨの意味を探るために、紫キャベツの色素を変色させ、過マンガン酸カリウムという酸化剤やカタラーゼという酵素の実験をし、中和滴定をします。酸性雨や血液の話もしましょう。　　　　　　　　　　日　時　　　１２月２３日（土）　１０時～４時　　場　所　　　名古屋市科学館の８階科学実験室　　　氏名：　　　　　　　　　　　　　　　　　　- 1 - 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　０６．１２．２３　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　講師：林　正幸酸・塩基とは、そしてｐＨとは何か　　　　　　　　　　自己紹介　３６年間、高校の化学の先生を勤め、０３年３月に退職しました。そして自由になってますます「理想の化学教育」を追求できると燃えています。　ホームページは９６年から開設しています。　　　　http://www.water.sannet.ne.jp/masasuma/ そして高校生などからメールで質問を受けています。　　　　masasuma@water.sannet.ne.jp 実験の取り組み方（１）危険防止のため安全めがねをかける。（２）積極的に取り組み、協力し合う。（３）文章を読んで予め操作を頭に描き、分からないときは先生に確かめる。（４）よく観察し、その意味を考察し、できるだけ疑問を見つける。（５）「Ｄ」記号がある操作はドラフトで行う（今回はない）。（６）実験中に気分が悪くなったらすぐに申し出る。（７）廃棄物に配慮し、器具を洗浄し、机上を雑巾で拭く。　　　　　　　　目　次　　　　実　験　　　　　　実験１　酸とは、塩基とは　　　　　　演示実験１　酸味　　　　　　演示実験２　電離度　　　　　　演示実験３　紫キャベツの色素とｐＨ　　　　　　実験２　ｐＨと化学反応　　　　　　実験３　中和滴定とｐＨ　　　　知識と理論　　　　　　１．酸とは、塩基とは　　　　　　２．酸性の強弱　　　　　　３．ｐＨと化学反応　　　　　　４．酸性雨と血液実　験目次へ実験１　酸とは、塩基とは［ａ］ＢＴＢの変色（１）６本の試験管にそれぞれ水５ｃｍほどを入れ、ＢＴＢ２滴ずつを加えて振り混ぜる（色を確認する）。（２）次の物質を加え、色の変化を観察する。　　　　①３６％濃塩酸１ｍＬ　　②９８％濃硫酸１ｍＬ　　③酢酸１ｍＬ　　　　④水酸化ナトリウム１粒　　⑤水酸化カルシウム小さじ１杯　　　　⑥２８％濃アンモニア水１ｍＬ注意：④と⑤はガラス棒でかき混ぜ、他は振り混ぜる。　　　　　　　　　　　　　　　　　　- 2 - 備考：酸性が強いと赤みを帯びる（文末も参照）。（３）廃液はビーカーに集める（［ｂ］と［ｃ］も）。後でまとめて中和処理する。［ｂ］マグネシウムと酸（１）３本の試験管にそれぞれ水５ｃｍほどを入れ、次の物質を加えて振り混ぜる。　　　　①３６％濃塩酸１ｍＬ　　②９８％濃硫酸１ｍＬ　　③酢酸１ｍＬ（２）マグネシウムリボン約３ｃｍずつを投入し、様子を観察する。そのとき硫酸の入った試験管の口には、ゴムせんを逆さにして被せておく。（３）ゴムせんを取ってマッチで点火する。［ｃ］酸と塩基の反応（１）１００ｍＬビーカーに水約４０ｍＬを入れ、ＢＴＢ８滴を加えて振り混ぜる。（２）まず濃塩酸０.５ｍＬを加えてガラス棒でかき混ぜる（変色を確認する）。次に水酸化ナトリウム１粒を入れてかき混ぜる。これを水溶液が変色するまでくり返す。次に濃硫酸０.５ｍＬを加えてかき混ぜる（変色を確認する）。　さらに水酸化カルシウム小さじ１杯を加えてかき混ぜる。これを水溶液が変色するまでくり返す。さらに酢酸０.５ｍＬを加えてかき混ぜる（変色を確認する）。さらに濃アンモニア水０.５ｍＬを加えてかき混ぜる。これを水溶液が変色するまでくり返す。（３）最後に、容器類はブラシをかけながら水洗いする。＜メモ＞目次へ演示実験１　酸味（１）１００ｍＬビーカーに水約１００ｍＬずつを入れる。（２）次の物質を加えてかき混ぜる。　　　　①濃塩酸１０滴　　②濃硫酸１０滴　　③酢酸１ｍＬ（３）ピペットで手のひらに採り、味見をする。目次へ演示実験２　電離度　３００ｍＬビーカーに水約２００ｍＬを入れ、濃塩酸１０ｍＬを加えて約０.５ｍｏｌ/Ｌの水溶液をつくる。同様に酢酸６ｍＬを加え、約０.５ｍｏｌ/Ｌの水溶液をつくる。　これらに「電球テスター」を差し入れて、電球の点き具合を調べる。参考：電球テスターは、１００Ｗ電球に銅板の電極を付けたものである。　　　　　　　　　　　　　　　　　　- 3 - 目次へ演示実験３　紫キャベツの色素とｐＨ（１）２００ｍＬビーカーに水約１００ｍＬを入れ、粗く刻んだ紫キャベツをひたひたまで加え、バーナーで加熱し、ときどき振り混ぜて色素を抽出する。参考：水はすべて水道水を使う。（２）試験管立てに１１本の目盛付き試験管を並べ、両端に１ｍｏｌ/Ｌ塩酸２０ｍＬと１ｍｏｌ/Ｌ水酸化ナトリウム２０ｍＬを入れ、それぞれｐＨ０とｐＨ１４の水溶液である。　また中央の試験管に水そのものを２０ｍＬ入れてｐＨ７とする。残りの試験管にも水１８ｍＬずつを入れる。（３）酸用の５ｍＬピペットで、ｐＨ０の水溶液２ｍＬを隣の試験管に移し、ピペットで液を出し入れして混合する。これはｐＨ１の水溶液である。　次にそのピペットでこの水溶液２ｍＬをまた隣の試験管に移し、同様に混合してｐＨ２の水溶液をつくる。　さらにｐＨが３と４の水溶液もつくる。（４）塩基用の５ｍＬピペットで、同様に操作して、ｐＨが１３～１０の水溶液をつくる。（５）別の５ｍＬピペットで、試験管に抽出液４ｍＬずつを勢いよく加え、できる変色列を観察する。注意：抽出液を混ぜ過ぎない方がきれいである。背景に白紙をおく。目次へ実験２　ｐＨと化学反応［ａ］いろいろなｐＨの水溶液の調製（代表者）（１）４個の１００ｍＬビーカーを並べ、水道水（ｐＨはだいだい７である。）約１００ｍＬずつを入れる。（２）１つめのビーカーに１ｍｏｌ/Ｌ塩酸（ｐＨ０である）１ｍＬを入れ、そのピペットで液を出し入れして混合する。これがｐＨ２の水溶液である。　同じピペットでこの水溶液２ｍＬを２つめのビーカーに移して同様に混合する。これがｐＨ４の水溶液である。（３）１ｍｏｌ/Ｌ水酸化ナトリウム（ｐＨ１４である）と別のピペットを使って、同じようにｐＨが１２と１０の水溶液をつくる。参考：ｐＨ０の塩酸とｐＨ１４の水酸化ナトリウム水溶液の試薬びんも準備する。［ｂ］過マンガン酸カリウムの場合（１）試験管立てに７本の試験管を並べ、それぞれｐＨが０，２，４，７，１０，１２，１４の水溶液を１／３ずつ入れる。（２）０.０１ｍｏｌ/Ｌ過マンガン酸カリウム１ｍＬずつを加え、振り混ぜて様子を観察する。（３）続いて５％チオ硫酸ナトリウム１ｍＬずつを加え、振り混ぜて様子を観察する。　　　　　　　　　　　　　　　　　　- 4 - ［ｃ］酵素カタラーゼの場合（１）大根をおろし金でおろし、絞った液約１０ｍＬを試験管にろ過する。（２）［ｂ］と同様に、ｐＨが０，２，４，７，１０，１２，１４の水溶液を準備する。（３）３５％過酸化水素水１ｍＬずつを加え、振り混ぜて様子を観察する。（４）大根の汁１ｍＬずつを加え、振り混ぜて様子を観察する。（５）最後に、すべての容器類はブラシをかけながら水洗いする。＜メモ＞目次へ実験３　中和滴定とｐＨ備考：ビュレット、ホールピペットの細かな扱い方はその場で実演を交えて説明する。（１）５０ｍＬビュレットに、０.１００ｍｏｌ/Ｌ水酸化ナトリウムを充填する。注意：スタート時のビュレットの目盛りを記録する。　　　目盛りの読みとりは０.１ｍＬあるいは０.０５ｍＬまででよい。（２）ホールピペットを使って、５０ｍＬビーカーに０.１００ｍｏｌ/Ｌ塩酸１０ｍＬを採り、ユニバーサル指示薬１０滴を加える。参考：この指示薬はｐＨによって「実物色見本」のように変色し、４から１０の間で０.５　　　刻みにｐＨを判定できる。ｐＨが４より小さくても４の色を保ち、またｐＨが１０　　　より大きくても１０の色を保つ。備考：「実物色見本」については、「任意のｐＨ溶液の調製」を参照。（３）水酸化ナトリウム水溶液を滴下し、ビーカーを振り混ぜ続ける。０.５刻みの変色を検出したら直ちにコックを閉めて、ｐＨと滴下体積を記録する。そして再び滴下し、０.５刻みの変色を検出したら直ちにコックを閉めて、ｐＨと滴下体積を記録する。これをくり返す。　とくに滴下体積が１０ｍＬに近づいたら注意深く操作する。参考：２人で協力するとよい。　　　１滴でｐＨが０.５刻みを越えて変色することもある。　　　１回目は、速く滴下し途中でコックを閉めないで、様子を見る。　　　そして２回目にｐＨと滴下体積の計測をする。（４）０.１００ｍｏｌ/Ｌ酢酸についても同様に実験する。参考：こちらは手間がかかる！（５）反応溶液のｐＨと滴下体積の関係をグラフにまとめる。　　　　　　　　　　　　　　　　　　- 5 - ＜メモ＞　　ｐＨ　　滴下量　　ｐＨ　　滴下量　　ｐＨ　　滴下量　　ｐＨ　　滴下量知識と理論目次へ１．酸とは、塩基とは［ａ］酸と酸性［１］実験１では、水に滴下したＢＴＢ（ブロモチモールブルー）が、塩酸を加えても、硫酸を加えても、酢酸を加えても、緑色から黄色になった。　ちなみにＢＴＢのような試薬は指示薬と呼ばれ、他にフェノールフタレイン、メチルオレンジなどがある。　３種の物質を水に溶かしてマグネシウムリボンを加えると、いずれも気体が発生し、硫酸の場合に点火して調べると、それは水素であると推定された。ただし酢酸では気体の発生はゆっくりであった。　演示実験１では、３種の物質を水で十分に薄めて味見すると、いずれも酸味があった。［２］他方で水に滴下したＢＴＢが、水酸化ナトリウムを加えても、水酸化カルシウムを加えても、アンモニア水を加えても、緑色から青色になった。ちなみに水酸化カルシウムは水に溶けにくかった。［３］そして水に滴下したＢＴＢの色が、塩酸を加え、水酸化ナトリウムを加え、硫酸を加え、水酸化カルシウムを加え、酢酸を加え、アンモニア水を加えると、黄色と青色の間を往復した。　ちなみに水酸化カルシウムを加えたときには白色沈でんが生じた（これは硫酸カルシウムが生成したのであるが、深入りはしない）。　　　　　　　　　　　　　　　　　　- 6 - ［４］塩酸、硫酸、酢酸などはまとめて酸と呼ばれる。実験１と演示実験１から分かるように、これらは次のような共通の性質を示す。 ①酸味がある ②ＢＴＢを黄色にする（リトマス紙を赤色にする） ③マグネシウムや亜鉛などの金属と反応して水素を発生する ④塩基性という性質を打ち消すこれらの性質は酸性と呼ばれる。［５］酸性を示すのは、酸が次のように水中で電離して生じる水素イオンである。　　塩酸　　　　ＨＣｌ ―→ Ｈ⁺ ＋Ｃｌ^- 　　　　　　　　　　　　水素イオン　塩化物イオン　　硫酸　　　　Ｈ₂ＳＯ₄ ―→ ２Ｈ⁺ ＋ＳＯ₄^2- 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　硫酸イオン　　酢酸　　　　ＣＨ₃ＣＯＯＨ ―→ Ｈ⁺ ＋ＣＨ₃ＣＯＯ^- 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　酢酸イオン　したがって　　　　酸：水に溶けて水素イオンを生成する物質である。［ｂ］塩基と塩基性［１］水酸化ナトリウム、水酸化カルシウム、アンモニア水などはまとめて塩基と呼ばれる。これらは次のような共通の性質を示す。 ①ある種の苦味がある ②ＢＴＢを青色にする（リトマス紙を青色にする） ③酸性という性質を打ち消すこれらの性質は塩基性と呼ばれる。［２］塩基性を示すのは、塩基が次のように水中で電離して生じる水酸化物イオンである。　　水酸化ナトリウム　　　ＮａＯＨ ―→ Ｎａ⁺ ＋ＯＨ^- 　　　　　　　　　　　　　　　ナトリウムイオン　水酸化物イオン　　水酸化カルシウム　　　Ｃａ(ＯＨ)₂ ―→ Ｃａ²⁺ ＋２ＯＨ^- 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　カルシウムイオン　　アンモニア水　　　　　ＮＨ₃ ＋Ｈ₂Ｏ ―→ ＮＨ₄⁺ ＋ＯＨ^- 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　アンモニウムイオン　したがって　　　　塩基：水の溶けて水酸化物イオンを生成する物質である。なおアンモニア分子には水酸基ＯＨがなく、水と反応して水酸化物イオンを生成する。　　　　　　　　　　　　　　　　　　- 7 - 成する。［ｃ］中和反応と塩（えん）［１］実験１では、どの塩基も酸性を打ち消し、どの酸も塩基性を打ち消すことを確認した。それは次の反応に依っている。　　　　Ｈ⁺ ＋ＯＨ^- ―→ Ｈ₂Ｏ水素イオンは酸から生じ、水酸化物イオンは塩基から生じるので、全体としては酸と塩基が反応することになる。これは中和反応と呼ばれる。［２］それでは中和反応を普通の反応式で書いてみよう。　　　　ＨＣｌ＋ＮａＯＨ ―→ Ｈ₂Ｏ＋ＮａＣｌ　　　　　　　　　　　　　　　　　　　塩化ナトリウム　　　　Ｈ₂ＳＯ₄ ＋２ＮａＯＨ ―→ ２Ｈ₂Ｏ＋Ｎａ₂ＳＯ₄ 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　硫酸ナトリウム　　　　ＨＣｌ＋ＮＨ₃ ―→ ＮＨ₄Ｃｌ　　　　　　　　　　　　　塩化アンモニウム　　　　ＣＨ₃ＣＯＯＨ＋ＮａＯＨ ―→ Ｈ₂Ｏ＋ＣＨ₃ＣＯＯＮａ　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　酢酸ナトリウムアンモニアだけが注意を要する。［３］中和反応で水と共に生成する物質は塩（えん）と呼ばれる。塩の種類は多く、この項では４種が登場した。目次へ２．酸性の強弱［ａ］酸の強弱［１］酸性が水中の水素イオンによって生じるなら、酸性の強さは水素イオンのモル濃度に比例すると考えられる。　ここでモル濃度とは　　　　溶液１Ｌあたり、物質（溶質）が何ｍｏｌ溶けているかであり、単位は［ｍｏｌ/Ｌ］である。そして［ｍｏｌ］というのは物質量の単位であり、１ｍｏｌとは６×１０²³ 個だけの分子やイオンのことである。　すぐに納得できないなら次ページの図のように、溶液の体積が同じ２種の水溶液がある場合、相手に比べて含まれる物質量が１／２ならその水溶液のモル濃度も１／２、含まれる物質量が１／１０ならモル濃度も１／１０である。そして含まれる物質量が同じ２種の水溶液がある場合、溶液の体積が相手に比べて２倍ならモル濃度は１／２、溶液の体積が１０倍ならモル濃度は１／１０である。　　　　　　　　　　　　　　　　　　- 8 - 　　　　　そして同じ物質量の物質、たとえば３ｍｏｌの物質は、どれでも同じ個数の分子やイオンを含んでいることだけ納得しておこう。注意：モル濃度が十分に理解できなくても、ｐＨの話は何とかなるでしょう。［２］演示実験２では、モル濃度が０.５ｍｏｌ/Ｌの塩酸と酢酸に「電球テスター」を差し入れたところ、塩酸では明々と点いたが、酢酸ではぼんやりと点いただけだった。　水素イオンは他のイオンに比べて格段に移動しやく、水溶液の電導度は、主に水素イオンのモル濃度に依存している。　と言うことは、酸には電離しやすいものとそうでないものがある。塩酸はほぼ１００％電離して、水中に塩化水素分子ＨＣｌはほとんど残っていない。これに対して酢酸は電離するのは元の酢酸分子の１％程度であり、上の実験では水中の水素イオンのモル濃度は０.００５ｍｏｌ/Ｌほどである。　塩酸、そして硫酸のように電離しやすいものは強酸と呼ばれる。これに対して酢酸のように電離しにくいものは弱酸と呼ばれる。［ｂ］酸性の強弱［１］酸性が水中の水素イオンにより、塩基性が水中の水酸化物イオンによるなら、どちらも存在しないのが中性と言えそうである。確かに大体はその通りである。しかし私たちはこれを踏み越えねばならない。　酸も塩基も溶けていない純粋な水は中性とされる。しかし純粋な水も次のようにわずかに電離している。　　　　　　　　　　　　　　　　　　- 9 - 　　　　Ｈ₂Ｏ ―→ Ｈ⁺ ＋ＯＨ^- そして純粋な水では水素イオンと水酸化物イオンのモル濃度はもちろん同じであり　　　　１０^-7 ｍｏｌ/Ｌというごく小さい数値である。　これで定義が正確になる。中性とは、水素イオンと水酸化物イオンのモル濃度が等しく、１０^-7 ｍｏｌ/Ｌの場合である。［２］化学平衡の理論によると、純粋な水でも酸や塩基などが溶けた水溶液でも、水素イオンと水酸化物イオンのモル濃度の積は一定である。この積は水のイオン積と呼ばれ、次の数値になる。　　　　[Ｈ⁺ ][ＯＨ^- ] ＝１０^-14　　　（１）ここで [Ｈ⁺ ] は水素イオンのモル濃度、[ＯＨ^- ] は水酸化物イオンのモル濃度を表す。参考：指数の意味と計算法　　　・１０^-7 ＝１／１０⁷ ＝１／１０００００００＞０　　　・１０^-1 ＞１０^-2 　　　・１０⁰ ＝１　　　・１０^-2 ×１０^-12 ＝１０^-14 　純水に酸を溶かすと [Ｈ⁺ ] は大きくなる。酸性とは、正確には [Ｈ⁺ ] が１０^-7 ｍｏｌ/Ｌより大きい場合である。そのとき [ＯＨ^- ] は１０^-7 ｍｏｌ/Ｌより小さい。　同様に考えると、塩基性とは [ＯＨ^- ] が１０^-7 ｍｏｌ/Ｌより大きく、したがって [Ｈ⁺ ] が１０^-7 ｍｏｌ/Ｌより小さい場合である。［３］それなら塩基性の強弱も [Ｈ⁺ ] で表せる。たとえば１ｍｏｌ/Ｌの水酸化ナトリウムを考えてみよう。強塩基で電離度は１だから、その [ＯＨ^- ] も１ｍｏｌ/Ｌである。ここで水の電離による水酸化物イオンは無視できる量であることに注意しよう。すると関係式（１）から　　　　[Ｈ⁺ ] ＝１０^-14 ｍｏｌ/Ｌである。つまり [ＯＨ^- ] が１ｍｏｌ/Ｌの塩基性の強さは、[Ｈ⁺ ] が１０^-14 ｍｏｌ/Ｌと表せる。　酸性、中性、塩基性（液性という）をまとめると次のようになる。　　　　　　酸性　　　[Ｈ⁺ ] ＞１０^-7 ｍｏｌ/Ｌ　　　　　　中性　　　[Ｈ⁺ ] ＝１０^-7 　　　　　　塩基性　　[Ｈ⁺ ] ＜１０^-7 ［ｃ］水素イオン指数（ｐＨ）［１］話はさらに進む。水素イオンのモル濃度の指数の符合を変えた数値に注目する。これは水素イオン指数と呼ばれ、略してｐＨ（ピーエイチ）と表す。数学的には　　　　　　　　　　　　　　　　　　- 10 - 　　　　ｐＨ＝－ｌｏｇ[Ｈ⁺ ]　　　（２）である。　１ｍｏｌ/Ｌの塩酸のｐＨはいくつか。強酸で電離度が１だから [Ｈ⁺ ] も１ｍｏｌ/Ｌである。これは指数を使って１０⁰ ｍｏｌ/Ｌと表せるので、そのｐＨは０である。それでは０.１ｍｏｌ/Ｌの塩酸のｐＨはいくつか。この [Ｈ⁺ ] は０.１ｍｏｌ/Ｌである。これは１０^-1 ｍｏｌ/Ｌだから、ｐＨは１である。中性はｐＨが７である。そして１ｍｏｌ/Ｌの水酸化ナトリウムは、上で計算したように [Ｈ⁺ ] が１０^-14 ｍｏｌ/Ｌだから、ｐＨは１４である。　ｐＨは１ずれると、水素イオンのモル濃度が１０倍違うことに注目しよう。［２］このことは、水素イオンのモル濃度の「桁」に注目しようと言うのである。化学ではモル濃度が２倍、３倍となってもあまり影響がなく、１０倍、１００倍、つまり桁が変化するようになってやっと大きな影響があることも多いからである（だから中性の水素イオンのモル濃度も無視できない！）。このことが実感できるようになったら化学の学習も核心に近づく。［３］ｐＨを含めて液性をまとめ直してみる。　　　　目次へ３．ｐＨと化学反応［ａ］ｐＨと化学反応［１］演示実験３では、紫キャベツの色素の色がｐＨによって図のように変化した。　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　- 11 - 　色の変化は、化学反応で色素の構造が一部変化することによって起こる。つまりこれはｐＨによって、物質の反応の仕方が変わってくる事例である。視点を変えると、紫キャベツの色素はｐＨの判定に利用できる。［２］実験２では、いろいろなｐＨの水溶液に、赤紫色の過マンガン酸カリウムＫＭｎＯ₄ 水溶液と無色のチオ硫酸ナトリウムＮａ₂Ｓ₂Ｏ₃ 水溶液を加えると、次のようにｐＨによっていろいろな変化が観察できた。　　ｐＨ　０：無色になり、やがて白色に濁る　　　　　２：無色になる　　　　　４：褐色に濁り、一部が沈でんになる　　　　　７：　　　　同上　　　　１０：　　　　同上　　　　１２：　　　　同上　　　　１４：緑色になる　過マンガン酸カリウムとチオ硫酸ナトリウムは酸化還元反応をする。過マンガン酸カリウムは、含まれる過マンガン酸イオンＭｎＯ₄^- が赤紫色である。そしてｐＨが０や２の酸性では、ほぼ無色の２価のマンガンイオンＭｎ²⁺ に変化する。ｐＨが４から１２の中性およびそれに近い領域では、褐色の酸化マンガン(Ⅳ) ＭｎＯ₂ に変化し、これは水に溶けにくい。ｐＨが１４の塩基性では、緑色のマンガン酸イオンＭｎＯ₄^2- に変化する。これに対応してチオ硫酸ナトリウムに含まれるチオ硫酸イオンＳ₂Ｏ₃^2- はジチオン酸イオンＳ₄Ｏ₆^2- に変化する。さらにこれとは別にチオ硫酸ナトリウムは、酸性では硫黄が生成する反応も起こる。硫黄の微粒子は白色である。　細かい反応の中身を記憶せよというのではない。物質の反応の仕方がｐＨによって変わってくる典型例と捉えてほしい。教科書などで「酸性の下で」とか、「中性ないし塩基性の下で」などという記述をときどき目にするのは、ｐＨが物質の反応の仕方に深く係わっていることを示している。［３］いろいろなｐＨの水溶液に、過酸化水素水を加えると、ｐＨ１４の水溶液ではすこしだけ泡が発生した。　これから過酸化水素は、塩基性では分解しやすいことが分かる。消毒薬のオキシフル（３％過酸化水素）は、リン酸を加えて分解を防ぐ。　さらに大根の汁を加えると、ｐＨが４から１２の水溶液で泡がよく発生した。ｐＨ１４の水溶液の泡の発生状態は変わらなかった。　過酸化水素は次のように分解して酸素を発生する。　　　　２Ｈ₂Ｏ₂ ―→ ２Ｈ₂Ｏ＋Ｏ₂ 　　　　過酸化水素この反応は触媒として酸化マンガン(Ⅳ)を加えると促進されることはよく知られている。　　　　　　　　　　　　　　　　　　- 12 - 　生物の体内では代謝の結果として活性酸素が発生し、それを分解する過程で過酸化水素が生成するため、この分解を促進するカタラーゼという酵素（生体内の触媒）がある。濃度が高いのはレバー（肝臓）であるが、実験ではにおいを考慮して大根を選んだ。　カタラーゼはｐＨ４から１２で酵素活性を示した。多くの酵素が中性付近で活性を示すが、胃液に含まれるペプシンというタンパク質を分解する酵素はｐＨ２で活性が最大になる。４節では血液の例を学習するが、生体内の反応にとってｐＨは大切なはたらきをしている。［ｂ］中和滴定［１］それでは中和が完結する中和点はどのように検出できるだろうか。　実験３では、塩酸および酢酸水溶液それぞれ１０ｍＬを、水酸化ナトリウム水溶液で中和した。濃度はすべて０.１００ｍｏｌ/Ｌであるので、１０ｍＬ加えたところが中和点である。ユニバーサル指示薬を加えてｐＨの変化を追跡し、反応溶液のｐＨと滴下体積の関係が図のようになった。　　このようなグラフは滴定曲線と呼ばれる。塩酸の場合も酢酸の場合も、中和点付近においてｐＨが急激に変化した。１節でも例示したように、それぞれ反応式は次のようである。　　　　ＨＣｌ＋ＮａＯＨ ―→ Ｈ₂Ｏ＋ＮａＣｌ　　　　ＣＨ₃ＣＯＯＨ＋ＮａＯＨ ―→ Ｈ₂Ｏ＋ＣＨ₃ＣＯＯＮａ［２］これはｐＨの定義から納得できるだろう。塩酸の場合で考えてみよう。水酸化ナトリウム水溶液を９.９ｍＬ加えた時点のｐＨを計算する。塩酸からの水素イオンはあと　　　　　　　　　　　　　　　　　　- 13 - １／１００残っている。体積がほぼ２倍になっていることを考慮すると、そのモル濃度は次のようになる。　　　　０.１×(１/１００)／２＝０.０００５［ｍｏｌ/Ｌ］これは０.００１＝１０^-3 ｍｏｌ/Ｌと０.０００１＝１０^-4 ｍｏｌ/Ｌの間である。つまりｐＨは３と４の間で、ユニバーサル指示薬はまだ赤色のままである。２節［ｃ］項で学習したように、ｐＨは１ずれると水素イオンのモル濃度が１０倍違う数値だからである。備考：関係式（２）を使うと、ｐＨは３.３と計算される。［３］酢酸の場合は、弱酸であるため様子が異なる部分もあるが、それでも中和点付近ではｐＨの変化は著しい。一般にこのことは、強酸と強塩基、あるいは一方が弱酸か弱塩基の中和反応について言える。　ちょっと待て！　弱酸である酢酸は１％程度しか水素イオン（と酢酸イオン）に電離しないのではないか（２節［ａ］を参照）。それは、強塩基である水酸化ナトリウムから生じる水酸化物イオンが水素イオンと反応して水になるに連れてまた酢酸が１％程度電離し・・・、こうしてズルスルと酢酸から水素イオンが引き出されてしまう。だから１０ｍＬ加えたところが中和点になり、通常の化学量論において問題は起こらないのである。　しかし最後のすこしの部分についてや、中和点のｐＨが弱塩基性であることは別の機会にゆずりたい。　よく使う指示薬の変色を図に示す。　　　　灰色の部分は変色域と呼ばれ、この領域で変色が起こり、他の領域では色の変化はほとんどない。　これから塩酸と水酸化ナトリウム水溶液の中和では、どの指示薬を使ってもよいことが分かる（チモールブルーについては黄色と青色の変色域を使う）。これに対して酢酸水溶液と水酸化ナトリウム水溶液の中和では、フェノールフタレインやチモールブルーが適切であることが分かる。目次へ４．酸性雨と血液［ａ］酸性雨［１］石炭の主成分元素は炭素であり、石油や天然ガスの主成分元素は炭素と水素である　　　　　　　　　　　　　　　　　　- 14 - ので、これらを燃焼すると二酸化炭素が発生する。もちろん生物の呼吸によっても二酸化炭素は発生する。雨には大気中の二酸化炭素が溶け、次の反応　　　　ＣＯ₂ ＋Ｈ₂Ｏ ―→ Ｈ₂ＣＯ₃ 　　　　　　　　　　　　　　　炭酸で炭酸という弱酸が生成し、そのために元来、雨はｐＨが６くらいの酸性である。一般に「非金属の酸化物は水と反応して酸になる」ことに注意しよう。　ところが石炭や石油には硫黄元素も含まれ、燃焼に伴って二酸化硫黄が発生する。そして水と次のように反応して亜硫酸が生成する。　　　　ＳＯ₂ ＋Ｈ₂Ｏ ―→ Ｈ₂ＳＯ₃ 　　　二酸化硫黄　　　　　　　亜硫酸亜硫酸は弱酸の中でも強い方であるが、それだけではない。大気中の酸素が太陽からの紫外線や浮遊微粒子の助けを借りて、亜硫酸を強酸である硫酸に変化させていく。［２］さらに燃焼では空気を加えるが、空気は高温になるとその成分の窒素と酸素が化合して一酸化窒素や二酸化窒素が発生する。　　　　Ｎ₂ ＋Ｏ₂ ―→ ２ＮＯ　　　　　　　　　　　一酸化窒素　　　　Ｎ₂ ＋２Ｏ₂ ―→ ２ＮＯ₂ 　　　　　　　　　　　二酸化窒素大気中の二酸化窒素は、複雑な反応で強酸である硝酸ＨＮＯ₃ が生成する。一酸化窒素は次第に二酸化窒素に変化していく。［３］化石燃料の大量消費は、硫黄酸化物や窒素酸化物による大気汚染を引き起こす。これはｐＨが５や４（あるいはそれ以下）の酸性雨をもたらし、コンクリートなどを腐食し、土壌や湖沼という環境を破壊して森林の立ち枯れや魚類の死滅を引き起こす。また汚染した大気を呼吸することで、慢性気管支炎（いわゆる「ぜんそく」）などの健康被害を引き起こす。　　　　　　　　２０００年度の降水のｐＨ(年平均) 　　　　札幌　４.５９　　仙台　４.９３　　川崎　４.５３　　　　大阪　４.７７　　北九州　５.２０＊　　屋久島　４.５７　　　　　　　　（＊：１９９９年度　　「理科年表環境編」より）　発生源や防止技術に関しては別の機会にゆずりたい。［ｂ］血液の緩衝作用［１］血液のはたらきには体内環境を一定に保つことがあり、そのひとつが緩衝作用である。緩衝作用とは、水素イオンや水酸化物イオンが加わってもそれを消費してｐＨをできるだけ一定に保とうとするはたらきである。　　　　　　　　　　　　　　　　　　- 15 - 　正常な血液のｐＨは７.４（±０.０５）であり、ｐＨが６.８から８.０の間を越えると生命が維持できなくなる。　血液の緩衝作用は、主に炭酸と炭酸水素イオンによっている。細胞呼吸によって炭酸水素イオンが産み出されて血液に供給される。これはわずかな水素イオン（１０^-7 ｍｏｌ/Ｌ以下）と次のように反応して、一部が炭酸に変化する。　　　　ＨＣＯ₃^- ＋Ｈ⁺ ―→ Ｈ₂ＣＯ₃　　　（３）そして炭酸は肺において次のように分解して二酸化炭素が排出される（肺呼吸）。　　　　Ｈ₂ＣＯ₃ ―→ ＣＯ₂ ＋Ｈ₂Ｏこうして血液には炭酸と炭酸水素イオンがほどよく存在するのである。つまり反応（３）が一種の定常状態にある。［２］血液に水素イオンが加わると反応（３）によって消費される。水酸化物イオンが加わると次の反応によって消費される。　　　　Ｈ₂ＣＯ₃ ＋ＯＨ^- ―→ ＨＣＯ₃^- ＋Ｈ₂Ｏこのような緩衝作用によって血液のｐＨは７.４付近に保たれる。　過呼吸になると、緩衝作用の一方の担い手である炭酸が多く失われ、それを補うように反応（３）が進んで水素イオンの濃度が下がり、血液は塩基性になって生命が危険にさらされる。＜ＢＴＢの変色について＞　講座の中で硫酸の場合についてＢＴＢが赤みを帯びることが見い出された。その場で試してみると、濃硫酸では赤紫色になった。参加したある先生の後日のメールによると、「ｐＨが０より小さい領域では赤みを帯び、強塩基性では青紫色になる。」　　　　　　　　　　　　　　　　　　- 16 - 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先進科学塾１日コース

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酸・塩基とは、そしてｐＨとは何か

酸・塩基とは、そしてｐＨとは何か

実 験

知識と理論

１．酸とは、塩基とは

２．酸性の強弱

３．ｐＨと化学反応

４．酸性雨と血液

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