酸と塩基


酸塩基抽出

酸と塩基

中和と塩

アシドーシスとアルカローシス

酸解離定数

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自己解離

酸

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強酸

超酸


塩基

有機塩基

強塩基

超塩基

非求核塩基


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表

話

編

歴

pHの値と、よく知られている溶液の関係の例(イラスト。ただし文字は英語表記)。下部がpH=0に相当し強酸性で、上部がpH=14前後に相当し強アルカリ性。

水素イオン指数（すいそイオンしすう、英: hydrogen ion exponent[1] 、独: Wasserstoffionenexponent[2]）とは、溶液の酸と塩基の程度を表す物理量で、記号pH（ピーエッチ、ピーエイチ、ペーハー）で表す。水素イオン濃度指数[3]または水素指数[4]とも呼ばれる。1909年にデンマークの生化学者セーレン・セーレンセンが提案した[5]。希薄溶液のpHは、水素イオンのモル濃度をmol/L単位で表した数値の逆数の常用対数にほぼ等しい。 p H ≒ − log 10 ⁡ [ H + ] m o l / L {\displaystyle \mathrm {{pH}\fallingdotseq -\log _{10}{\frac {[{H^{+}}]}{mol/L}}} }

室温の水溶液では、水溶液のpHが7より小さいときは酸性、7より大きいときはアルカリ性、7付近のときは中性である。pHが小さいほど水素イオン濃度は高い。pHが1減少すると水素イオン濃度は10倍になり、逆に1増加すると水素イオン濃度は10分の1になる。酸性の原因は水素イオンなので[6]、pHが中性のときの値よりも小さくなればなるほど酸性が強くなる。一方、アルカリ性の原因は水酸化物イオンである[7]。水溶液の水素イオン濃度が10分の1になると、質量作用の法則に従って水酸化物イオンの濃度は10倍になるので、pHが中性のときの値よりも大きくなればなるほどアルカリ性が強くなる。

IUPACやJISが現在採用しているpHは、水素イオンのモル濃度 [H+] ではなく、水素イオンの活量 aH+ に基づいて定義されている[8][9][10]。 p H = − log 10 ⁡ a H + {\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}a_{\mathrm {H^{+}} }}

pHメーターで実測されるpHは、この活量に基づいたpHである。しかしながら希薄水溶液に限れば、活量を使わずにモル濃度から求めた計算値が実測値とそれなりに一致するので、中等教育では「pHは水素イオン濃度 [H+] の逆数の常用対数である」と定義することが多い。

濃度が数% 以下の水溶液のpHは、おおむね0から14の範囲にある。市販のpHメーターで計測できるのも、通常は0から14までか、それより狭い範囲である。pHがこの範囲から外れるような液体の場合は、モル濃度による値と活量による値の差が無視できないほど大きくなるので、[H+] の逆数の常用対数がpHである、と考えるのは不適当である。モル濃度が 1 mol/L を超えるような、濃厚な酸や濃厚アルカリ溶液の酸性・アルカリ性の強さは、酸度関数によって表現するのが一般的である。
定義

pHは水素イオン H+ の活量 aH+ を用いて次式により定義される[8][10]。 p H = − log 10 ⁡ a H + = log 10 ⁡ 1 a H + {\displaystyle {\rm {pH}}=-\log _{10}a_{\rm {{H}^{+}}}=\log _{10}{\frac {1}{a_{\rm {{H}^{+}}}}}}