弱酸とは？ わかりやすく解説

出典: フリー百科事典『ウィキペディア（Wikipedia）』 (2021/11/12 01:21 UTC 版)

「水素イオン指数」の記事における「弱酸」の解説

弱酸溶液のpHは酸解離定数を使って見積もることができる。弱酸は、溶液中では一部しか電離しておらず、平衡状態にある。いま弱酸が HA ↽ − − ⇀ H + + A − {\displaystyle {\ce {HA <=> H+ + A^-}}} で電離している時、酸解離定数 Ka は K a = [ H + ] [ A − ] [ H A ] {\displaystyle K_{\text{a}}={\frac {[\mathrm {H} ^{+}][\mathrm {A} ^{-}]}{[\mathrm {HA} ]}}} と表すことができる。ここで、酸の初期濃度を c、電離度を α とすると、平衡時には表のような濃度になる。 HAH+A−初期濃度c 0 0 平衡後の存在比1−α α α 平衡後の濃度c(1−α) cα cα したがって、酸解離定数 Ka は K a = ( c α ) 2 c ( 1 − α ) {\displaystyle K_{\text{a}}={\frac {(c\alpha )^{2}}{c\left(1-\alpha \right)}}} となり、水素イオン濃度 [H+] は [ H + ] = c α = c K a ( 1 − α ) {\displaystyle [\mathrm {H} ^{+}]=c\alpha ={\sqrt {cK_{\text{a}}(1-\alpha )}}} と表される。 ここで簡単のために、電離度 α が十分に小さいと仮定して、最右辺の 1−α を 1 と置いて [H+] を近似的に求める。このとき弱酸溶液のpHは次式で与えられる。 p H = − log 10 ⁡ c α m o l / L = − log 10 ⁡ c K a ( m o l / L ) 2 = − 1 2 log 10 ⁡ c K a ( m o l / L ) 2 {\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}{\frac {c\alpha }{\mathrm {mol/L} }}=-\log _{10}{\sqrt {\frac {cK_{\text{a}}}{\mathrm {(mol/L)^{2}} }}}=-{\frac {1}{2}}\log _{10}{\frac {cK_{\text{a}}}{\mathrm {(mol/L)^{2}} }}} c = 0.1 mol/L の酢酸 酢酸の酸解離定数 Ka は 10−4.76 mol/L である。 pH = 1/2(4.76 − log10 0.1) = 2.9 c = 0.1 mmol/L の酢酸 pH = 1/2(4.76 − log10(0.1×10−3)) = 4.4 c = 0.1 mol/L のスルファミン酸 スルファミン酸の酸解離定数 Ka は 10−0.99 mol/L である。 pH = 1/2(0.99 − log10 0.1) = 1.0 この計算から得られたpHは、[H+] = c であること、すなわち電離度が1であることを意味しているので、電離度 α が十分に小さいとする近似は破綻している。

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