定義
pH = −log10[H+]です。[H+]はmol/Lで表した水素イオン濃度です。pHが1違うと濃度は10倍違います。25 °CではpH + pOH = 14です。
強酸と強塩基
HClのような強酸は完全に電離するので、[H+]は酸の濃度と同じです。0.01 MのHClのpHは−log(0.01) = 2.00です。強塩基では[OH−]からpOHを求め、14から引きます。0.01 MのNaOHはpOHが2、pHが12です。
弱酸
弱酸は一部しか電離せず、その程度は酸解離定数Kaで決まります。酸が薄すぎなければ[H+] ≈ √(Ka × C)です。0.1 Mの酢酸(pKa 4.76)なら√(10−4.76 × 0.1) = 1.3 × 10−3 Mなので、pHは約2.9です。
緩衝液
緩衝液は弱酸とその共役塩基の組み合わせです。pHはヘンダーソン・ハッセルバルヒの式で求めます: pH = pKa + log([A−] ÷ [HA])。pH 5.0の酢酸緩衝液なら、塩基と酸の比は105.0 − 4.76 = 1.74です。緩衝液はpKaの前後1程度の範囲で最もよく働きます。
計算ツール
pH の計算は、[H+]、pOH、[OH−]、強酸・強塩基、弱酸・弱塩基からpHを求めます。緩衝液の計算は、決まった濃度と体積の緩衝液に必要な比と、酸と塩基の量を示します。
さらに計算例
- 酸と塩基を混ぜる。0.1 M HCl 50 mLに0.1 M NaOH 25 mL: 酸5.0 mmolから塩基2.5 mmolを引くと、75 mL中に酸が2.5 mmol残り、0.0333 Mです。pH = −log(0.0333) = 1.48。
- 弱塩基。0.1 Mアンモニア、pKb 4.75: [OH−] ≈ √(10−4.75 × 0.1) = 1.3 × 10−3 M、pOHは2.88なので、pHは約11.1です。
- 非常に薄い酸。10−8 MのHClはpH 8にはなりません。水そのものが10−7 MのH+を出し、酸より多いので、pHは約6.98、中性のすぐ下です。
温度
pH + pOH = 14が成り立つのは25 °Cのときだけです。37 °Cでは合計が約13.6になるため、中性の水のpHは約6.8です。[H+]と[OH−]が等しいままなので、それでも中性です。
よくある間違い
- 混合後の希釈を忘れる。2つの溶液を合わせると濃度が変わります。モルで計算し、最後に全体の体積で割ってください。
- ミリモルのまま対数をとる。先にmol/Lへ直します。1 mMは10−3 Mで、強酸ならpH 3です。−log(1) = 0ではありません。
- 校正していない計器。pHメーターは、想定値を挟む2種類以上の標準液で校正してください。酸性試料ならpH 4と7です。