高校化学 無機化学 アンモニアとアンモニウム塩—酸塩基の反応から気体と塩の変化を追う｜武蔵野個別指導塾

水中の平衡、塩の液性、強塩基との反応を物質量で追い、気体とイオンの違いをつかむアンモニア。

よくあるのは、アンモニア水が塩基性だと覚えた高校生が、アンモニウム塩の水溶液も必ず塩基性だと考える場面です。名前が似ていても、水中での働きは同じではありません。窒素を含む粒子が水素イオンを受け取るのか、渡すのかを式にすると、液性の違いが見えてきます。塩の相手のイオンも確かめながら、気体の発生と物質量の計算まで追います。

問題を読むときの3つの入口

1つ目は、アンモニアが水に溶けた後の液性を、粒子の変化で説明する型です。NH₃の式にOH⁻が含まれていないことと、水溶液にOH⁻が生じることは矛盾しません。反応相手の水を書き加え、原子と電荷を数えます。

2つ目は、アンモニウム塩の水溶液の液性を判定する型です。たとえば塩化アンモニウムは、水に溶けるとNH₄⁺とCl⁻に分かれます。それぞれが水とどう関わるかを考え、元の塩基が弱いという情報と結びつけます。塩の名前に「アンモニウム」があることだけで、どんな陰イオンを含む場合にも同じ液性だとは決めません。

3つ目は、アンモニウム塩に強塩基を作用させたときの気体の量を求める型です。反応式の係数に従い、どちらが先になくなるかを調べます。溶液の体積と濃度が与えられたら先に物質量に直し、余った物質も最後に数えます。発生量と捕集量が一致するとは限らないことも、観察の問題で重要です。

水素イオンの受け渡しで整理する

アンモニアNH₃は刺激臭のある気体で、水によく溶けます。水に溶けたNH₃の一部は水からH⁺を受け取り、NH₄⁺になります。水はH⁺を渡すとOH⁻になります。反応は一方向に完全に進むのではなく、逆向きの変化も起こる平衡です。

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH⁻

図1のように、NH₃とNH₄⁺はH⁺を1個受け渡した関係です。左辺の窒素は1個、水素は5個、酸素は1個です。右辺も同じ数で、電荷の合計は両辺とも0です。水溶液が塩基性を示すのは、反応でOH⁻が生じるためです。NH₃が強塩基のように全部NH₄⁺に変わると考える必要はありません。

逆にNH₄⁺は水にH⁺を渡す側として働けます。次の式ではH₃O⁺が生じます。式中のH₃O⁺は水中の水素イオンの表し方です。

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₃ + H₃O⁺

塩化アンモニウムNH₄Clは水中でNH₄⁺とCl⁻に分かれます。Cl⁻は強酸である塩酸に対応し、水からH⁺を受け取る作用は非常に小さいため、この塩の水溶液は酸性になります。NH₄⁺から生じるH₃O⁺に着目します。NH₄⁺に正の電荷があるから酸性なのではなく、水へのH⁺の受け渡しが根拠です。

一方、陰イオンも水と反応する塩では、陽イオン側と陰イオン側の作用の両方を考えます。弱酸に由来する陰イオンは水からH⁺を受け取ってOH⁻を生じることがあり、液性は双方の作用の強さに依存します。塩化アンモニウムの結論をそのまま他の塩すべてに移さないことが大切です。

酸とアンモニアの反応では、NH₃がH⁺を受け取ってアンモニウム塩を生じます。塩化水素との反応は次のように書けます。

NH₃ + HCl → NH₄Cl

水溶液中の本質はNH₃ + H⁺ → NH₄⁺です。H⁺の供給元を酸、受け手を塩基とみると、生成したNH₄⁺が再びH⁺を渡せる理由もつながります。濃いアンモニアと塩化水素が接すると白い塩化アンモニウムの微粒子が見られますが、白いものを気体そのものと混同しないでください。

アンモニウム塩と強塩基の反応は反対方向へのH⁺の移動です。水溶液中では次のイオン反応式が使えます。

NH₄⁺ + OH⁻ → NH₃ + H₂O

NH₄⁺がH⁺を渡し、OH⁻が受け取ります。両辺の電荷は0、窒素1個、水素5個、酸素1個も保存されます。発生したアンモニアは水に溶けやすいため、生成した量と気体として回収した量は必ずしも同じではありません。実験は学校の指導の下で行い、刺激性のある気体を直接嗅いで確かめません。

基本例題：塩から生じる気体の量

自作の条件です。NH₄Cl 0.20 molとNaOH 0.30 molを反応させ、NH₄Clに含まれるNH₄⁺が完全に反応したとします。生じたNH₃の物質量と余るNaOHの物質量を、それぞれ有効数字2桁で求めます。溶解や損失は考えません。

まず反応式を書きます。Na⁺とCl⁻はこの反応では受け渡しに直接関わらないので、イオン反応式でも同じ比を読み取れます。

NH₄Cl + NaOH → NH₃ + NaCl + H₂O

係数はすべて1です。図2のように、NH₄Cl 1 molにNaOH 1 molが必要で、NH₃ 1 molが生じます。0.20 molの塩を全部反応させるのに必要なNaOHは0.20 molであり、手元の0.30 molより少ないので塩が限界反応物です。

NH₃の物質量 = 0.20 mol・(1)/(1)
= 0.20 mol
消費したNaOH = 0.20 mol・(1)/(1)
= 0.20 mol
残るNaOH = 0.30 mol - 0.20 mol
= 0.10 mol

答えはNH₃が0.20 mol、NaOHが0.10 molです。戻して確かめると、生成したNH₃ 0.20 molに対応する塩とNaOHの消費は各0.20 molです。NaOHの消費0.20 molと残量0.10 molを足せば、初めの0.30 molに戻ります。残量は負ではありません。

別解として、反応可能なNH₃の量を各物質から別々に求める方法もあります。塩からは0.20 mol、NaOHからは0.30 molが上限です。小さい0.20 molが生成量です。この方法は係数が異なる反応でも使えますが、単に反応物の数値の小さい方を選ぶのではなく、係数で生成物の量に換算して比べます。

標準例題：濃度と体積から不足を見抜く

自作の条件です。NH₄Clを0.40 mol/L含む水溶液150 mLと、NaOHを0.50 mol/L含む水溶液100 mLを混ぜます。NH₄⁺とOH⁻が上の式の比で完全に反応したとし、生じたNH₃と反応後に残るNH₄⁺の物質量を有効数字2桁で求めます。NH₃の溶解状態は問いません。

濃度と体積を掛ける前に、mLをLに直します。混合後の体積を先に足すのは、混合後の濃度を求める場合です。ここで必要なのは混合前にそれぞれ何molあったかです。

初めのNH₄⁺ = 0.40 mol/L・0.150 L
= 0.060 mol
初めのOH⁻ = 0.50 mol/L・0.100 L
= 0.050 mol
生成するNH₃ = 0.050 mol・(1)/(1)
= 0.050 mol
残るNH₄⁺ = 0.060 mol - 0.050 mol
= 0.010 mol

OH⁻が不足します。答えはNH₃ 0.050 mol、NH₄⁺ 0.010 molです。生成したNH₃ 0.050 molと残ったNH₄⁺ 0.010 molを足すと、初めの窒素を含む粒子0.060 molに戻ります。OH⁻も0.050 mol使い切り、負の残量はありません。完全反応は計算上の条件であり、実際の水溶液では平衡を伴います。

別解は反応前後の表です。反応が進んだ量をx molとすると、NH₄⁺は0.060 − x、OH⁻は0.050 − x、NH₃はx molです。いずれの残量も負にできないため、完全反応の条件では小さい上限のx = 0.050を採用します。表は過不足の向きを見失いにくく、係数が違う式でも増減の欄を係数倍すれば使えます。

発展示題：回収率を含む物質収支

自作の条件です。NH₄Cl 0.50 molに十分なNaOHを作用させ、NH₄⁺はすべてNH₃になったとします。発生したNH₃のうち回収できた割合は80 %です。回収したNH₃を十分な量の塩酸に吸収させるとき、生じるNH₄Clの物質量と、回収されなかったNH₃の物質量を有効数字2桁で求めます。回収されなかった分は後の吸収に入らないものとします。

理論上のNH₃ = 0.50 mol・(1)/(1)
= 0.50 mol
回収したNH₃ = 0.50 mol・(80)/(100)
= 0.40 mol
生じたNH₄Cl = 0.40 mol・(1)/(1)
= 0.40 mol
回収されなかったNH₃ = 0.50 mol - 0.40 mol
= 0.10 mol

答えはNH₄Cl 0.40 mol、回収されなかったNH₃ 0.10 molです。0.40 molと0.10 molを足すと初めの窒素を含む0.50 molに戻り、回収割合も0.40を0.50で割って80 %と確かめられます。塩酸が十分あるため、回収分のNH₃が吸収段階の限界です。

別解では、最初の塩1 molから最終的に理論上1 molの塩が得られる関係を先に結び、0.50 molに回収割合を掛けます。ただし、途中で別の損失があるときはその段階を新たに計算しなければなりません。回収率を生成反応の係数に加えるのではなく、発生量から回収量への割合として扱います。100 %を超える値や負の値が出たら、割合の意味と単位を確認します。

観察の設計と結果の読み方

塩化アンモニウムの水溶液が酸性を示すか調べるなら、学校の指導の下で指示薬による観察を計画します。比較用に同じ指示薬を加えた水を用意し、試料と区別して記録します。試料に別の酸や塩基が混入すると色が変わるため、器具の洗浄や試料の取り違えを点検します。色だけからNH₄⁺の存在を確定することはできません。酸性を示す他の物質もあるからです。

NH₄⁺に強塩基を加えたときの気体を調べる場合も、未添加の試料を対照にして、加えた試薬と観察された変化を分けて記録します。水に溶けやすいNH₃の回収量は、装置内に残ったり液に溶けたりすると実際の発生量より小さくなります。逆に、回収した気体に空気が混ざれば体積から見積もるNH₃量は大きく見えることがあります。損失と混入が同時に起こると、差し引きの向きは一概に決められません。

横軸に加えたOH⁻の物質量、縦軸に完全反応を仮定したNH₃の生成量を取ると、塩の量が一定なら初めは傾き1で増え、NH₄⁺を使い切る点から横ばいになります。原点を通る直線部分は1対1の係数を示し、折れ曲がる位置は初めのNH₄⁺量を示します。これは計算上の関係で、回収量を測る実験の実測曲線と同一だとは限りません。軸が濃度や体積なら、この説明をそのまま適用せず物質量への換算を確かめます。

誤答から反応の向きを直す

誤答は「NH₃が塩基性なのでNH₄Cl水溶液も塩基性」です。原因は、NH₃とNH₄⁺を同じ粒子として扱うことです。図3のように、NH₃は水からH⁺を受け取り、NH₄⁺は水へH⁺を渡せます。塩化アンモニウムではCl⁻の作用も確認して酸性と直します。

別の誤答は、NH₄⁺とOH⁻を加える式でNH₃だけを生成物にすることです。右辺に酸素がなくなり、水素も合いません。H₂Oを加えれば原子数と電荷がそろいます。イオン反応式でも、電荷の保存だけでなく原子の保存を確認してください。

計算では、混合した2つの水溶液の濃度だけを比べて不足を判定する間違いもあります。体積が異なれば物質量は濃度の大小とは一致しません。各溶液について濃度と体積を掛けた後、係数を用いて比較します。残量が負になったら、計算を丸めるのではなく限界反応物の判定に戻ります。

練習：粒子と量を別々に数える

次の5問は自作です。数値の答えは指定がある場合、有効数字2桁で表します。反応量の問題では指定された反応が完全に進むものとします。

1. NH₃が水からH⁺を受け取る反応を、平衡を示す式で書き、塩基性を示す原因となるイオンを答えます。
2. 塩化アンモニウム水溶液の液性を答え、NH₄⁺の水との反応に触れて理由を述べます。
3. NH₄Cl 0.35 molにNaOH 0.12 molを加えます。生成するNH₃と残るNH₄Clの物質量を求めます。
4. 0.25 mol/LのNH₄Cl水溶液200 mLに、0.20 mol/LのNaOH水溶液200 mLを加えます。生成したNH₃の物質量を求めます。
5. NH₄Cl 0.80 molから十分な強塩基でNH₃を発生させ、その75 %を回収します。回収したNH₃を十分な塩化水素と反応させたときのNH₄Clの物質量を求めます。

解答と確かめ

1. NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH⁻です。原因となるイオンはOH⁻です。原子は両辺でNが1個、Hが5個、Oが1個であり、電荷の合計も0です。NH₃の一部が反応するという点を平衡の矢印で表します。

2. 酸性です。NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₃ + H₃O⁺によりH₃O⁺が生じます。Cl⁻の水からH⁺を受け取る作用は小さく、NH₄⁺側の酸としての作用が現れます。塩を構成するイオンに分けてから水との関係を調べます。

3. 係数は1対1なので、NaOHが限界です。

NH₃ = 0.12 mol・(1)/(1)
= 0.12 mol
残るNH₄Cl = 0.35 mol - 0.12 mol
= 0.23 mol

答えはNH₃ 0.12 mol、残るNH₄Cl 0.23 molです。生成分に対応する塩0.12 molと残量0.23 molを足すと0.35 molに戻ります。NaOHも0.12 mol消費して残量は0 molです。

4. まず各物質量を求めます。

NH₄⁺ = 0.25 mol/L・0.200 L
= 0.050 mol
OH⁻ = 0.20 mol/L・0.200 L
= 0.040 mol
NH₃ = 0.040 mol・(1)/(1)
= 0.040 mol

答えは0.040 molです。NH₄⁺は0.010 mol残り、消費分0.040 molと合わせると0.050 molに戻ります。OH⁻は初めの0.040 molを使い切ります。

5. 発生量は0.80 mol、回収分が次の反応に進みます。

回収したNH₃ = 0.80 mol・(75)/(100)
= 0.60 mol
NH₄Cl = 0.60 mol・(1)/(1)
= 0.60 mol

答えは0.60 molです。残る回収されなかった分は0.20 molで、回収分と合わせると0.80 molです。0.60 molを0.80 molで割ると75 %に戻り、割合は0 %から100 %の範囲にあります。

最後に残す手掛かり

NH₃は水からH⁺を受け取り、OH⁻を生じます。
NH₄⁺は水にH⁺を渡すことができます。
塩の液性は相手のイオンの作用も含めて判定します。
NH₄⁺とOH⁻の反応量は1対1で数えます。
発生量と回収量を区別します。

液性で迷うときは、まず塩をイオンに分け、どの粒子がH⁺を渡すかを指で追ってみてください。個別指導で確認するときも、答えの酸性・塩基性だけでなく、その前に書いた水との反応式を見れば、粒子の取り違えを見つけられます。計算で止まったら各物質の初めのmolと残りのmolを別々に記し、反応前の量に戻るか確かめます。アンモニアの変化は、水素イオンと窒素の行方を追うと整理できます。