化学のうんちく

物質の分類1
−純物質と混合物


物質の分類2
−単体と化合物


元素の検出
−花火の色


原子の構造

原子の電子配置

イオンのでき方

イオン結合

イオン結晶

分子から成る物質
−共有結合


分子から成る物質
−電子式と構造式


分子から成る物質
−配位結合


分子から成る物質
−電気陰性度と極性


分子から成る物質
−分子の形と極性


分子間力・水素結合・分子結晶

共有結晶

金属結晶

結晶のまとめ

元素の周期律と周期表

原子量

分子量・式量

物質量

物質量の計算

化学反応式

化学反応式の量的関係

溶液の濃度

酸と塩基

酸と塩基の分類

・水素イオン濃度とpH

中和反応

中和反応の量的関係

酸化還元反応

酸化数

酸化剤・還元剤

酸化還元反応の
反応式のつくり方


酸化還元反応の
量的関係

水素イオン濃度とpH


純粋な水もわずかに電離しており、25℃では1リットルあたり
10−7molのHとOHが存在します。
このときのHの濃度を水素イオン濃度といい、 [H]で表します。 また、OHの濃度を水酸化物イオン濃度といい、 [OH]で表します。 純粋な水では、[H]=[OH]=1.0×10−7mol/l(25℃)です。

どの液性の溶液にも水素イオンと水酸化物イオンは存在します。 水に酸を溶かすと水素イオンが増えるので、水素イオン濃度[H]が増加し、 それに伴い水酸化物イオン濃度[OH]が減少します。 水に塩基を溶かすと[H]が減少し、[OH]が増加します。 これは常に水のイオン積[H]・[OH]=10−14となっているからです。

 酸性では [H]>1.0×10−7mol/l>[OH]
 中性では [H]=1.0×10−7mol/l=[OH]
 塩基性では[H]<1.0×10−7mol/l<[OH]

しかし、「この溶液の水素イオン濃度が1.0×10の−○乗だから酸性」だとか考えていると 桁数が1桁から14桁まで膨大な数になってしまいますし、まぎらわしくめんどうなので、 この水素イオン濃度をもとに、酸性・塩基性の強弱の尺度を簡単な数字で表していきます。 それがpH(ピーエイチ)です。 水素イオン濃度は普通、1.0×10−nmol/l(nには数字が入ります)で表されますが、 このときのnの値がpHになります。 水素イオン濃度が1.0×10−5mol/lならpH=5、
1.0×10−12mol/lならpH=12 となるのです。
(pHは本来−log[H]で求めます。)

 酸性では pH<7 酸性が強いほどpHは小さくなる
 中性では pH=7
 塩基性ではpH>7 塩基性が強いほどpHは大きくなる(14まで)



例1)0.01mol/l塩酸のpH
 塩酸は1価の強酸なので、価数は1、電離度は1、モル濃度は問題から0.01mol/lなので、
[H]=1×0.01×1=0.01=1.0×10−2
よって、pH=2

例2)0.005mol/l硫酸のpH
 硫酸は2価の強酸なので、価数は2、電離度は1、モル濃度は問題から0.005mol/lなので、
[H]=2×0.005×1=0.01=1.0×10−2
よって、pH=2

例3)0.01mol/l酢酸のpH(電離度0.01)
 酢酸は1価の弱酸で電離度は0.01なので、
[H]=1×0.01×0.01=0.0001=1.0×10−4
よって、pH=4

例4)0.001mol/l水酸化ナトリウム水溶液のpH
 水酸化ナトリウムは1価の強塩基なので水素イオン濃度ではなく、水酸化イオン濃度が求められる。
[OH]=1×0.001×1=0.001=1.0×10−3
[H]・[OH]=1.0×10−14より、
[H]=1.0×10−11
よって、pH=11

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