今回の記事では、酸解離定数について解説します！苦手な方もこの機会にマスターしましょう！
酸解離定数とは
酸解離定数とは、酸の強さを表す指標です。水素イオンを放出する反応を考えた際に、放出が容易な酸が強酸（例：塩酸）であり、放出されにくい酸が弱酸（例：酢酸）です。
酸（HA）の水素イオン放出の反応式は式（1）の様になり、式（1）の反応における酸解離定数（ Ka ）は式（2）で表すことができます。
水素イオンの放出が容易な強酸ほど Ka の値が大きくなり、水素イオンの放出がされにくい弱酸ほどKaの値は小さくなります。
式（2）の分数には、何を入れる？
［ ］は各成分の平衡濃度です。同じ酸・温度・溶媒の条件で、解離して生じた側と、残った酸の側を一つの比にまとめています。水中のH⁺は水和しており、反応はHA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻と書けます。
ペンタ式（2）の下にある［HA］は、最初に溶かした酸の濃度なの？
イコール平衡になったときに、まだHAの形で残っている濃度です。上には、その同じ平衡で存在するH⁺とA⁻の濃度を掛けて入れます。
ペンタ上の単位は濃度を二つ掛けるから、定数にも単位が残る？
イコール濃度だけで書く式ならmol/Lが残ります。厳密な酸解離定数は無次元の活量で定義するので、二つの書き方を区別しましょう。
図の仮想酸では、平衡時に［HA］=0.0100 mol/L、［H₃O⁺］=［A⁻］=0.00100 mol/Lです。濃度の式をKa,cと区別して書くと、Ka,c=(0.00100×0.00100)/0.0100=1.00×10−4 mol/L。この酸の全濃度は、同じ酸の二つの形［HA］+［A⁻］=0.0110 mol/Lです。HAが解離してA⁻になった分を既に数えているので、H₃O⁺をさらに足しません。分母に入れるのはこの全濃度ではなく、残るHAの0.0100 mol/Lです。
活量aは、濃度を標準濃度c°=1 mol/Lで割り、活量係数γを掛けた無次元量です。水の活量を約1とする希薄水溶液ではKa≈aH₃O⁺aA⁻/aHA。さらに各γ≈1ならKa≈Ka,c/c°≈1.00×10−4となります。図の最後の数値は、この標準濃度による規格化を含んでいます。温度や溶媒を変えた比較とは分けて考えます。
参考：島津製作所「pKaと解離平衡」、IUPAC Green Book、OpenStax Chemistry 2e §14.3)
まとめ
酸解離定数（Ka）についてまとめると
・酸解離定数とは酸の強さを表す指標
・強酸ほど Ka の値が大きくなり、水素イオンの放出がされにくい弱酸ほどKaの値は小さくなります。
最後までご覧いただきありがとうございました！
溶液内反応についてはこちらでも解説してますのでご興味ある方はぜひ！↓
（【詳しく解説】緩衝溶液とは？原理をマスター）
↓定期テスト対策はこちら！
リンク：にほんブログ村
コメント