酸の強さを決定する これは、この化合物が水に溶解したときにイオン化する必要がある能力を指摘することと同じです。 酸の強さに関する知識は、水中のヒドロニウムイオンの濃度が高いか低いかを示しています。
酸の分類
約 強さ、酸 可能性があります：
強酸（ヒドロニウムカチオンを大量に生成する酸（H3O+） 水中で）;
中程度または半強（中程度の量のヒドロニウムカチオン（H3O+） 水中で）;
弱い（少量のヒドロニウムカチオンを生成する酸（H3O+） 水中で）。
今、いくつかを参照してください 酸の強さを決定するためのヒント：
最初のヒント：酸性分子式
-水和物（式に酸素を含まない酸）がある場合：
強酸：HCl、HBrまたはHIのみ。
中程度または半強酸：HFのみ。
弱酸：その他の水酸化物。
-酸素酸（式に酸素を含む酸）がある場合：
この場合、酸素の数と酸素の数の間の減算を実行する必要があります イオン化可能な水素 酸の式に存在する：
x = O-H
したがって、xに次の場合：
結果≥2→強酸
結果= 1→中程度または半強酸
注：H酸3ほこり3 式には3つの水素が含まれていますが、イオン化できるのは2つだけなので、結果は1になります。 酸H3ほこり2 式には3つの水素が含まれていますが、イオン化できるのは1つだけなので、結果は1になります。
結果= 0→弱酸
注：H酸2CO3、結果が1であっても、弱いため例外です。
例：
H2s
強酸（HCL、HBr、HI）のいずれでもなく、中程度の臭化水素酸（HF）でもないため、弱酸です。
H3ほこり4
酸素酸であるため、酸素の数（4）と水素の数（3）を引くと、結果は1になるため、中程度の酸です。
H4P2O7
酸素の数（7）と水素の数（4）を引くと、酸素酸であるため、結果は3になるため、強酸です。
2番目のヒント： イオン化の程度 (α)
イオン化の程度は、水に溶解したときの酸イオン化のパーセンテージを示します。 これは、イオン化された分子の数と初期の酸分子の数の間に確立された関係です。
α = イオン化された分子の数
開始分子の数
分子数の除算を行った後、結果に100を掛けて、イオン化の割合を求める必要があります。 それで、もし：
α≥50％→強酸
50％ 5％→中程度または半強酸
α≤5％→弱酸
例：特定のHX酸50分子を水に加えましたが、解離したのは20分子だけでした。
α = イオン化された分子の数
開始分子の数
α = 20
50
α = 0,4
αに100を掛ける必要があるため、次のようになります。
α = 0,4.100
α= 40％-中程度の酸
3番目のヒント：イオン化定数（Ki）
酸については、次のものがあります イオン化方程式 一般：
HX + H2O→H3O+ + X-
そのイオン化定数（Ki）は、生成物濃度と酸モル濃度の関係です。
Ki = [H3O+]。[バツ-]
[HX]
注：水は式に入力されません。 イオン化 発生する場合、それは存在する必要があります。つまり、プロセス内で一定です。
式を分析すると、ヒドロニウムの濃度[H3O+]は分子にあり、酸濃度[HX]は分母にあります。 したがって、ヒドロニウムの濃度が高いほど、Ki値は大きくなります。
酸のKiを通して、媒体にヒドロニウムが多すぎるかどうか、またはその逆かどうかを知ることができます。 酸を分類するために、次の参照を考慮します。
Ki> 10-3 →強酸
Ki = 10-3 または10-4 →中程度または半強酸
Ki≤10-5 →弱酸
例：
硫酸 （H2のみ4）-Ki = 1.2.10-2
Kiが10より大きいので強酸です-3.
硝酸 （HNO2）-Ki = 4.10-4 →中程度の酸
Kiが10なので中程度の酸です-4.
青酸 （HCN）-Ki = 6.2.10-10
Kiが10未満なので弱酸です-5.
私によって。DiogoLopesDias
ソース： ブラジルの学校- https://brasilescola.uol.com.br/quimica/dicas-para-determinar-forca-um-acido.htm