主な相違点 – 強酸と弱酸
酸とは、反応においてプロトンを供与したり、電子対を受容したりすることができる分子やその他の種を指します。
酸は、強酸と弱酸の 2 つに分類されます。
強酸と弱酸の主な違いは、強酸が水溶液中で完全に解離するのに対し、弱酸は水溶液中で部分的に解離することである。
強酸とは
強酸とは、水中で完全に解離してそのイオンになる分子のことです。
つまり、酸は完全に電離してH+イオンを溶液中に放出する。
酸の強さは、その酸解離定数値（Ka）によって特徴付けられる。
通常、強酸はKa値が非常に大きい。
強い酸ほど、プロトンを失いやすい。
これらのプロトンは、H原子と分子の他の部分との結合の極性が高いために容易に放出される。
この極性は、この結合に関与する2つの原子の電気陰性度によって決定される。
強酸の脱プロトン化（プロトンの除去）は、プロトンが結合しているアニオンの極性と大きさに依存する。
例として、H-Aという酸を考えた場合、HA酸の解離は次のように与えることができる。
HA(aq) + H2O(l) à A-(aq) + H3O+(aq)
しかし、もし酸分子が放出可能な複数のプロトンを持っているならば、以下のように示すことができる。
下の例は、二価の酸が解離する様子を示しています。
つまり、プロトンを2つ放出することができる。
H2B(aq) + H2O(l) à B2-(aq) + H3O+(aq)
一方、強酸はH+イオンを溶液に放出するため、溶液のpHは強酸に大きく影響されます。
pHはH+の濃度に依存する。
H+濃度とpHの関係は、以下のように与えることができます。
pH = -log[H+(aq)] となります。
酸が強酸の場合、pHの値は非常に小さな値となる。
例えば、強い一価の酸が0.1 molL-1の濃度で水中にある場合、その溶液のpHは次のようになります。
pH = -log[H+(aq)] となります。
pH = -log[0.1 molL-1 ]となります。
= 1
強酸の例
- 塩酸 (HCl)
- 硝酸(HNO3)
- 硫酸(H2SO4)
- 臭化水素酸(HBr)
- ヨウ化水素酸(HI)
- 過塩素酸(HClO4)
- 塩素酸(HClO3)
弱酸性とは
弱酸とは、水溶液中で部分的に解離してイオンになる分子のことです。
弱酸は、すべてのH+イオンを水溶液中に放出しない。
酸解離定数(Ka)は強酸よりも小さな値です。
水溶液のpHは3〜5程度になる。
それは、弱酸は強酸のように溶液のH+濃度を上昇させないからです。
水中に弱酸が存在する系では、溶液中にH+イオン、分子のアニオン、弱酸分子が存在する。
例えば、エタン酸の解離は以下のように示される。
弱酸の解離を書くときは、一重の矢印ではなく、二重の矢印を使う。
これは、この反応が平衡反応であることを示すためです。
弱酸性の例
- 亜硫酸(H2SO3)
- リン酸(H3PO4)
- フッ化水素酸(HF)
- 亜硝酸(HNO2)
- 安息香酸(C6H5COOH)
- 蟻酸(HCOOH)
- 酢酸(CH3COOH)
強酸と弱酸の違い
定義
強酸。
強酸とは、水中では完全に解離してイオンになる分子のこと。
弱酸。
弱酸とは、水溶液中で部分的にイオンに解離する分子をいう。
pH
強酸のこと。
強酸の溶液のpHは非常に低い（pH=1程度）。
弱酸性。
弱酸性溶液のpHは約3～5です。
酸解離定数
強酸の場合 酸解離定数Kaは強酸ほど大きな値をとる。
弱酸。
強酸の方が酸解離定数Kaは小さい。
放出されたH+イオンの量
強酸の場合 強酸は、溶液中に放出できるすべてのH+イオンを放出する。
弱酸。
弱酸は、H+イオンをすべて放出しない。
結論
酸の強さは、酸分子の極性と原子の大きさによって決まる。
水中での酸分子の解離のしかたによって、酸には強酸と弱酸の2種類があります。
強酸と弱酸の主な違いは、強酸は水溶液中で完全に解離するのに対し、弱酸は水溶液中で部分的に解離することである。
