酸
弱酸
出典: フリー百科事典『ウィキペディア（Wikipedia）』 (2021/11/12 01:21 UTC 版)
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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「弱酸」の例文・使い方・用例・文例
- すべてのがイオン化形状の色が解離の前の色と異なっている表示器が弱酸か弱塩基のどちらかであるという理論
- 爆発性で白色、結晶性の弱酸（H2N2O2）
- 二酸化チタンの水和した形の、白色の弱酸
- 専ら溶液の形で知られる弱酸
- 多くの果（特に柑橘類）に存在する水溶性の弱酸
- 炭酸ガスが水に溶解したとき水溶液中に生成する弱酸
- １月29日に科学誌ネイチャーによってオンラインで発行された論文で，マウスの細胞を弱酸性液に浸すだけで，万能細胞を作製することに成功したと研究者たちが発表した。
- 彼らはその細胞をpH 5.7の弱酸性液に30分ほど置き，その後特殊な溶液内で培養した。
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