酸塩基溶液：定義、酸塩基理論、特性およびタイプ

酸塩基ソリューション：定義、酸塩基理論、特性およびタイプ– ソリューション酸と塩基は、日常生活で広く見られ、使用されている化合物の2つのグループです。 したがって、これは化学を研究する上で、特にそれを理解していない人にとって重要なトピックです。 以下の詳細な説明を参照してください。

酸塩基溶液：定義、酸塩基理論、特性およびタイプ

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酸と塩基の溶液は、物質の酸性度またはアルカリ度の程度に応じた溶液です。 物質に存在するH +（酸）およびOH-（塩基）イオンの数、および物質のイオン化の程度。 酸性度とアルカリ度のレベルはpHで表されます。酸と塩基の溶液のこの理解は、 次の化学物質を理解するための知識の基礎は、物質の酸性またはアルカリ性のレベルを計算することです 物質。

酸塩基理論

酸と塩基（アルカリ）は古くから知られており、日常生活でよく出会うものです。 たとえば、ブドウに含まれる酒石酸、オレンジに含まれるクエン酸、酢に含まれる酢酸、バッテリーウォーターに含まれる硫酸など、さまざまな物質が含まれます。 石灰水、石鹸、潰瘍薬など、さまざまな物質に含まれるアルカリ性物質です。 以下を含む、区別できるいくつかの酸塩基理論があります。

ステヴァンテアレニウスの酸塩基理論

Stevante Arrheniusは、次のような酸と塩基の理論を提唱しました。

酸は、水に溶解するとH +イオンを生成する物質であり、これらのH +イオンが溶液中の唯一の陽イオンになります。 塩基は水に溶解するとイオン化してOH-イオンを生成する物質ですが、これらのOH-イオンは溶液中の唯一の負イオンになります。

ブレンステッド-ローリー酸-塩基理論

J.NブロンステッドとT.N. ローリーは、酸と塩基について別の理論を提唱しました。 この理論によれば、酸はプロトン供与体（プロトン供与体）であり、塩基はプロトン受容物質（プロトン受容体）です。 この定義から、酸はプロトンを失った後に共役を形成し、塩基もプロトンを受け取った後に共役を形成します。 したがって、この共役酸塩基理論では、「酸-塩基ペア」または「共役酸-塩基」という用語が知られています。

ブレンステッド-ローリー酸-塩基理論を知った後、水素を含む物質が酸または塩基のグループに含まれていることを確認できます。 非プロトン性化合物/物質（Hを含まない）についてはどうですか、酸または塩基の性質を決定する方法は？

ルイス酸塩基理論

化学者のG.Nルイスも酸と塩基の理論を提唱しました。 この理論によれば、塩基は、他の物質に供与できる1つまたは複数の孤立電子対を持つ物質です。 酸は孤立電子対を受け入れることができる物質であるのに対し、配位共有結合が形成されるように それ。

ルイス酸塩基理論による塩基である物質も、ブレンステッド-ローリー理論による塩基として分類されます。

酸および塩基溶液の特性と種類

酸性溶液の特性

化学の世界では、酸は化合物であり、水に溶解するとpHが7未満の溶液を生成します。 酸は、プロトン（H +イオン）を別の物質（塩基と呼ばれる）に供与できる物質、または塩基から孤立電子対を受け入れることができる物質として定義することもできます。

酢には酢酸が含まれ、オレンジにはクエン酸が含まれ、ブドウなど、日常生活における酸の例 酒石酸を含み、リンゴはリンゴ酸を含み、ビタミンCはアスコルビン酸を含み、点眼薬は酸を含みます ホウ酸塩。

以下を含む酸性溶液の特性：

• 酸っぱい味がする
• 青いリトマスを赤に変えることができます
• 電気を通すことができます（強酸）
• 水に溶解すると、水素イオン（H +）を放出します。
• 金属に腐食性
• ベースを中和することができます

酸性溶液タイプ

酸性溶液には、強酸と弱酸の2種類があります。 鉄の錆の存在は、酸が金属を腐食することを示す特徴の1つです。

ほとんどすべてのH +イオンが放出されるまで酸が溶解する場合、それは強酸と呼ばれます。 少量のH +イオンしか放出されない場合、その酸は弱酸と呼ばれます。 強酸は電気を通すことができますが、弱酸はほとんど電気を通しません。

強酸である物質の例には、胃酸（塩酸＝ ＨＣｌ）、硫酸（Ｈ２ＳＯ４）、硫酸（Ｈ２ＳＯ３）、臭化酸（ＨＢｒ）、硝酸（ＨＮＯ３）および硝酸（ＨＮＯ２）が含まれる。

弱酸を含む物質の例には、炭酸（H2CO3）、酢酸（CH3COOH）、硫化物酸（H2S）、シアン化水素酸（HCN）、およびリン酸（H3PO4）が含まれます。

ベースソリューションのプロパティ

塩基は、水に溶解するとヒドロニウムイオンを吸収する化合物です。 塩基のpHは7を超えています。 水に溶解すると、ヒドロキシルイオン（OH–）と正の金属イオンに分解します（常にではありません）。 したがって、基地は電気を通すことができます。

日常生活でよく見られる塩基の例には、水酸化マグネシウム（Mg（OH）2）と水酸化アルミニウム（Al（OH）3）を含む潰瘍薬が含まれます。 水酸化ナトリウム（NaOH）を含むバスソープ。 水酸化カリウム（KOH）を含むベビーバスソープ; デオドラントには水酸化アルミニウム（Al（OH）3）が含まれ、フロアクリーナーには水酸化アンモニウム（NH4OH）が含まれています。

ベースの特徴は次のとおりです。

• 肌に滑りやすい（肌につけてはいけない、危険）
• 赤いリトマスを青に変えることができます
• 電気を通すことができる（強塩基）
• 水に溶解すると、ヒドロキシルイオン（OH–）を放出します
• 酸を中和できます

ベースソリューションの種類

塩基が溶解し、ほとんどすべてのイオン（OH–）が放出される場合、その塩基は強塩基と呼ばれます。 強塩基の例には、水酸化ナトリウム（NaOH）、水酸化カルシウム（KOH）、水酸化バリウム（Ba（OH）2）が含まれます。

ただし、OH-が少量しか放出されない場合、その塩基は弱塩基と呼ばれます。 弱塩基の例には、水酸化アンモニウム（NH4（OH）および水酸化アルミニウム（Al（OH）3）が含まれます。

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酸と塩基の強さ

酸と塩基の強度は、イオン化の程度（α）、放出されるH +およびOH-イオンの量によって決まります。 水中の酸と塩基は、平衡反応であるイオンへの分解反応を受けます。 したがって、酸と塩基の強度は、それらの平衡定数、すなわち酸イオン化定数（Ka）と塩基イオン化定数（Kb）で表すことができます。

たとえば、水中ではHClはほぼ完全にH +イオンとCl-イオンに解離しますが、HFは部分的にしかH +イオンとF-イオンに解離しません。 したがって、HClは強酸と呼ばれ、HFは弱酸と呼ばれます。 同様に、水中では、NaOHはほぼ完全にNa +イオンとOH-イオンに解離しますが、NH3は部分的にのみNH4 +イオンとOH-イオンに解離します。 NaOHは強塩基と呼ばれ、NH3は弱塩基と呼ばれます。

酸イオン化定数（Ka）

一般に、HAの酸性水溶液の平衡反応は次のように書くことができます。

HA（aq）H +（aq）+ A-（aq）

酸イオン化定数Kaは次のように定式化できます。

K_a = \ frac {[H ^ +] [A ^-]} {[HA]}
強酸（例：HCl、HBr、HI、HNO3、HClO4、H2SO4）
水中では、ほとんどすべての強酸がそれらのイオンに解離するため、イオン化の程度は1です。 したがって、強酸のKa値は非常に大きくなります。 Kaの値が非常に大きい場合、酸は完全にそのイオンに解離し、 H +イオン濃度は、酸濃度（[HA]平衡[HA]初期= Ma）と原子価から計算できます。 酸。 酸の原子価は、酸分子ごとに生成されるH +イオンの数です。

[H ^ +] = valent_a \ times M_a
弱酸（例：HF、HCN、HNO2、CH3COOH、H2CO3）
水中では、弱酸の一部だけがそのイオンに解離するため、イオン化の程度は0 << 1です。 弱酸溶液HAの初期濃度がMaとして表される場合、次のようになります。

HA（aq）H +（aq）+ A-（aq）

最初：馬
反応：Ma + Ma + Ma
バランス：（1α）MaMa Ma

K_a = \ frac {（\ alpha M_a）（\ alpha M_a）} {（（1 – \ alpha）M_a）}
K_a = \ frac {\ alpha ^ 2} {1 – \ alpha} M_a
の値が非常に小さい場合（α1）、値（1）1と見なすことができるため、弱酸のKa方程式は次のように記述できます。

K_a = \ alpha ^ 2 M_a
\ alpha = \ sqrt {\ frac {K_a} {M_a}}
したがって、H +イオンの濃度を計算するには、Kaの値またはの値を使用できます。

[H ^ +] = \ sqrt {K_a \ timesM_a}または[H ^ +] = \ alpha \ times M_a

塩基イオン化定数（Kb）

一般に、LOHのアルカリ性水溶液の平衡反応は次のように書くことができます。

LOH（aq）L +（aq）+ OH-（aq）

塩基イオン化定数Kbは次のように定式化できます。

K_b = \ frac {[L ^ +] [OH ^-]} {[LOH]}
強塩基（例：NaOH、KOH、Ca（OH）2、Sr（OH）2、Ba（OH）2）
水中では、ほとんどすべての強塩基がイオンに解離するため、イオン化の程度は1です。 したがって、強塩基のKb値は非常に大きくなります。 Kbの値が非常に大きい場合、塩基はそのイオンに完全に解離し、 OH-イオン濃度は、塩基濃度（[LOH]平衡[LOH]初期= Mb）と原子価から計算できます。 言語。 塩基の原子価は、塩基の式単位あたりに生成されるOH-イオンの数です。

[OH ^-] = valent_b \ times M_b
弱塩基（例：NH3、CH3NH2、C6H5NH2）
水中では、弱塩基の一部だけがそのイオンに解離するため、イオン化の程度は0 << 1です。 弱塩基溶液LOHの初期濃度がMbとして表される場合、次のようになります。

LOH（aq）L +（aq）+ OH-（aq）

最初は：Mb
反応：Mb + Mb + Mb
バランス：（1）Mb Mb Mb

K_a = \ frac {（\ alpha M_b）（\ alpha M_b）} {（（1 – \ alpha）M_b）}
K_a = \ frac {\ alpha ^ 2} {1 – \ alpha} M_b
の値が非常に小さい場合（α1）、値（1）1と見なすことができるため、弱塩基のKb方程式は次のように記述できます。

K_b = \ alpha ^ 2 M_b
\ alpha = \ sqrt {\ frac {K_b} {M_b}}
したがって、OH-イオンの濃度を計算するには、Kbの値またはの値のいずれかを使用できます。

[OH ^-] = \ sqrt {K_b \ timesM_b}または[OH ^-] = \ alpha \ times M_b

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pH（酸性度）

溶液の酸性度または酸性度は、溶液中のH +イオンの濃度に依存します。 H +イオンの濃度が高いほど、溶液は酸性になります。 1909年、SørenP。 L。 Sørensenは、溶液中のH +イオンの濃度の関数として溶液の酸性度を表すpHの概念を提案しました。 pH関数は、溶液中のH +イオン濃度の負の対数として表されます。

pH = – log [H ^ +]
このpHの概念により、H +イオンの濃度とその非常に小さな変化を簡単に表現できます。 たとえば、0.1M酢酸溶液中のH +イオンの濃度は約0.001Mであり、蒸留水中のH +イオンの濃度は約1×10.7Mです。 pHで表すと、0.1 M酢液のpHは3、蒸留水のpHは7です。

これらの2つの例から、H +イオンの濃度から、0.1 M酢（[H +] = 0.001 M = 1×10-3M）は蒸留水（[H +] = 1×10-7）よりも酸性であることがわかります。 M）。 ただし、0.1 M酢溶液（pH = 3）のpHは、蒸留水（pH = 7）のpHよりも小さくなっています。 したがって、溶液の酸性度が高いほど、pH値は低くなります。 逆に、溶液のアルカリ性が高いほど、pH値は高くなります。

酸塩基指示薬

議論の冒頭で述べたように、酸塩基理論が導入される前の古代では、人々は酸と塩基を味わうことによって区別していました。

しかし、現在、酸と塩基を区別するためのさまざまな指標が知られています。 安全で実用的な方法に加えて、指標はより適切な結果を提供することもできます。

リトマス試験紙

よく使用される指標の1つは、リトマス紙です。 リトマス紙には、青いリトマス紙と赤いリトマス紙の2種類があります。

赤いリトマス紙は、塩基にさらされると青に変わりますが、酸性または中性の物質にさらされると色が変わりません。

青いリトマス紙は、酸にさらされると赤くなりますが、塩基または中性物質にさらされても色は変わりません。

ユニバーサルインジケーター

リトマス紙は酸や塩基を含む物質しか比較できないので、指示紙を作り直します。

万能指示紙は、物質の酸性度とアルカリ度を示すことができます。

試験対象の各物質について得られた色を万能指示薬の標準紙と比較することにより、物質の酸性度を判断することができます。

ソリューションインジケーター

この溶液の指標の例は、メチルレッド、メチルオレンジ、ブロモチモールブルー、および他のいくつかの溶液です。 このインジケーターはリトマス紙とまったく同じように機能します。このソリューションは、酸または塩基にさらされると色が変化します。

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