今回は、緩衝溶液に関して解説していきます。
苦手な方はこの記事を読んで原理をマスターしましょう！！
緩衝溶液とは
緩衝溶液の説明をする前に、緩衝溶液についている「緩衝」という言葉の意味について触れます!
「緩衝」は「衝突や衝撃を和らげる」という意味があります。緩衝材（荷物を包むプチプチ）をイメージいただくとわかりやすいと思います。
緩衝溶液は、少量の酸や塩基を加えたときのpH変化を小さく抑える溶液です。緩衝作用には限度があり、大量に加えるとpHは大きく変化します。
外部から違う物質が入ってきても「pH変化を和らげる効果がある」という意味で「緩衝」が名前についています。
緩衝溶液の具体例と原理
緩衝溶液の意味が分かったところで、「どういったものがこれに当てはまるのか」具体例を挙げていきます。
弱酸と弱酸の塩を含む水溶液
まず一つ目が、弱酸と弱酸の塩を含む水溶液です。
（弱酸についてはこちらで解説：【詳しく解説】電離度の求め方・弱酸は本当に電離しにくいのか？）
具体例として、酢酸（CH3COOH、弱酸）と酢酸ナトリウム（CH3COONa、弱酸の塩）を多量に含む溶液があります。
この緩衝溶液が、少量の酸や塩基の添加に対してpH変化を小さくする仕組みを見ていきます。
まず、酢酸は水溶液中で式（1）の様な平衡反応式で存在しています。
次に、酢酸ナトリウムに関しては、塩なので式（2）の様に完全に解離しています。
酢酸ナトリウムからCH3COO−が加わると、酢酸の電離は抑えられます。ただし、電離がゼロになるわけではありません。酢酸と酢酸イオンの両方が十分にあるとき、両成分が添加された酸や塩基に反応します。
この溶液のpHを変化させようとした際の反応を考えていきましょう。
pHを下げようとした場合
pHを下げようとする場合は水溶液中の水素イオン濃度（[H+]）を上げればよいので、H+を加えていきます。この場合は式（3）のような反応が進行します。
少量のH+を加えると、その多くがCH3COO−と反応してCH3COOHへ変わります。酸成分と塩基成分の比は変わるためpHは少し下がりますが、同量を水に加えた場合より変化は小さくなります。平衡のH+がゼロになるわけではありません。
pHを上げようとした場合
塩基を加えると一般にOH⁻濃度は上がり、H⁺濃度は下がる方向になります。緩衝溶液では、加えたOH⁻の多くを酸成分が反応して消費するため、少量の添加に対するpHの上昇が小さく抑えられます。この場合は式（4）のような反応が進行します。
少量のOH−を加えると、その多くがCH3COOHと反応してCH3COO−と水になります。両成分の比が変わるためpHは少し上がります。平衡のOH−がゼロになるわけではなく、酸成分を使い切るほど加えると変化を小さく抑えられません。
このように共役酸と共役塩基が大量に存在することで、pH変化を抑える効果があります！
（共役酸・共役塩基についてはこちら：【3分で理解】共役酸・共役塩基とは？見分ける方法は？「解説」）
弱塩基と弱塩基の塩を含む水溶液
二つ目は弱塩基と弱塩基の塩を含む水溶液です。
具体例として、アンモニア（NH3、弱塩基）と塩化アンモニウム（NH4Cl、弱塩基の塩）を多量に含む溶液があります。
アンモニアとアンモニウムイオンも、少量の酸や塩基を加えたときのpH変化を小さく抑えます。
まず、アンモニアは水溶液中で式（5）の様な平衡反応式で存在しています。
次に、塩化アンモニウムに関しては、塩なので式（6）の様に完全に解離しています。
塩化アンモニウムからNH4+が加わると、アンモニアの電離は抑えられます。ただし、NH3の割合は組成とpHによって変わります。NH3とNH4+の両方が十分にあるときに、緩衝作用を考えます。
この溶液のpHを変化させようとした際の反応を考えていきましょう。
pHを下げようとした場合
pHを下げようとする場合は水溶液中の水素イオン濃度（[H+]）を上げればよいので、H+を加えていきます。この場合は式（7）のような反応が進行します。
少量のH+を加えると、その多くがNH3と反応してNH4+になります。両成分の比が変わるためpHは少し下がりますが、変化は小さく抑えられます。平衡のH+がゼロになるわけではありません。
pHを上げようとした場合
塩基を加えると一般にOH⁻濃度は上がり、H⁺濃度は下がる方向になります。緩衝溶液では、加えたOH⁻の多くを酸成分が反応して消費するため、少量の添加に対するpHの上昇が小さく抑えられます。この場合は式（8）のような反応が進行します。
少量のOH−を加えると、その多くがNH4+と反応し、NH3と水になります。両成分の比が変わるためpHは少し上がります。酸成分を使い切るほど加えると、pH変化を小さく抑えられません。
「少量」を、残る物質量で確かめよう
本文の酢酸をHA、酢酸イオンをA⁻と略します。25℃で、1.00 LにHAとA⁻をそれぞれ約0.0200 mol含む出発点を考えます。同じ組成の別試料を二つ用意し、一方に強酸、他方に強塩基を0.00200 molずつ加えます。続けて両方を同じ試料へ加える例ではありません。
ペンタ酸を0.00200 mol加えたら、そのH⁺は全部そのまま残るの？
イコールまず多くがA⁻と反応します。A⁻は0.0200−0.00200=0.0180 mol、HAは0.0200+0.00200=0.0220 molと数えます。これは中和後の残量で、続く小さな再平衡は近似で省いています。
ペンタ両方がまだ残っているから、pHも全く同じなの？
イコール比A⁻/HAは1から0.0180/0.0220へ変わったので、pHは少し下がります。別試料へ塩基を加えると、HAが減ってA⁻が増え、比が大きくなりpHは少し上がります。
活量を濃度で近似し、添加による体積変化と、中和後の小さな再平衡による残量補正を省けるとき、pH≈pKa+log10(［A⁻］/［HA］)です。同じ試料内の二成分は同じ最終体積で割るため、濃度比を残量の比へ置き換えられます。酸添加によるpHの変化はlog10(0.0180/0.0220)≈−0.087、別試料の塩基添加では約+0.087です。小さい変化でもゼロではありません。
0.00200 molは、受け止める成分0.0200 molの10%です。0.0200 molを使い切るほど加える場合へ、この小変化の近似を延長してはいけません。両成分の「比」はpHの位置を、「残る量」はどこまで添加を受け止められるかを考える手がかりになります。
まとめ
今回の記事では、緩衝溶液とは何かとその原理について解説しました。
まとめると、
緩衝溶液は、少量の酸や塩基を加えたときのpH変化を小さく抑える溶液です。緩衝作用には限度があり、大量に加えるとpHは大きく変化します。
最後までご覧いただきありがとうございました！
今回は、緩衝溶液は弱酸と弱酸の塩もしくは弱塩基と弱塩基の塩によってできている。と説明しましたが、実際は弱酸の濃度や水溶液のpHによって変わってきます！詳細は後程解説したいと思います！
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