概念と仕組み
弱なHAは水中で解離し、H⁺とA⁻イオンを形成します。Kaの値が大きいほど、同じ条件下でより強い解離傾向を示します。
同じ濃度において、強酸と弱酸は異なる水素イオン濃度を示します。弱酸を希釈すると、その解離比は増加する可能性がありますが、水素イオン濃度自体は減少する可能性があります。
関係式と成立条件
一価弱酸の場合、水の自己電離を無視すると、Ka = x² / (C - x) と表されます。ここで、x は、錯イオンによる生成される水素イオン濃度です。pHは、酸の名称だけではなく、実際のH⁺濃度に依存します。
xがCに比べて非常に小さい場合にのみ、C−xはCで近似できます。非常に希薄な溶液や、複数の段階で解離する酸には、追加の平衡が必要です。
仮想実験で読み取る変化
酸の強度は解離傾向であり、濃度は単位体積中の酸の量です。 pH = −log₁₀[H⁺], α = [H⁺]/C で区切ります。
25℃一陽性資産の理想的な濃度平衡です。弱酸はx²+Kax−KaC=0の正確さを使います。活動度・多様性資産は除きます。水の自動イオン化は[H⁺]≧10⁻⁶mol/L（10⁻⁷より十分大きい）でのみ無視します。入力範囲全体がこの条件を満たしています。 Ka=1.8×10⁻⁵は酢酸の例示値です。パーティクル比は100束に丸めます。
重要な関係式と記号
Ka = x²/(C−x) · x = 2KaC/(√(Ka²+4KaC)+Ka)
| 記号 | 意味 | 単位 |
|---|---|---|
| Ka | 酸解離定数 | 標準状態を基準 |
| C, x | 酸の形式濃度・解離量 | mol/L |
例で確かめる
同じ弱酸を希釈すると、pHと解離度はどのように変化しますか？
同じKaで希釈すると[H⁺]は減ってpHが大きくなります。同時に、全体の酸のうち解離した割合αは大きくなります。 Kaは同じ温度で一定です。
よくある誤解
- 弱い酸は、必ずしも希な酸とは限らない。