pH

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pHは、水溶液の酸性・塩基性の程度を表す指標である。

定義

希薄水溶液の基本的な扱いでは、水素イオンの活量を用いて pH = −log₁₀ a(H⁺) と定義される。近似的に濃度を使う場合も多い。

一般的な水溶液ではpHが低いほど酸性が強く、高いほど塩基性が強い。中性のpHは温度に依存し、常に7とは限らない。

少量の酸や塩基を加えてもpHが大きく変化しにくい溶液を緩衝液という。生体内や分析操作で重要である。

pHの定義は水素イオンの活量a(H⁺)に対する−log₁₀a(H⁺)である。活量は標準状態に対する無次元量で、希薄溶液では濃度を標準濃度で割った値に近似できる。濃い電解質溶液ではイオン間相互作用を無視できず、濃度だけからの計算とずれる。

25℃付近の十分希薄な強酸で[H⁺]≈1.0×10⁻³ mol/LならpH≈3。水の自己解離を無視できる範囲で10倍に希釈するとpH≈4になる。pHが1変わるとは水素イオン活量が10倍違うことであり、1単位の濃度差ではない。極端に薄い酸では水由来のH⁺を無視できず、この規則を延々と外挿できない。

中性は[H⁺]と[OH⁻]が等しい状態として理解し、pH≈pKｗ/2となる。25℃では約7だが、温度が変われば中性点も変わる。pHは必ず0〜14に収まる尺度ではない。電極で測る場合は標準液での校正、温度、汚れ、液絡などにも注意し、表示桁数をそのまま精度と考えない。

pH3とpH5では水素イオン活量は何倍違うか。

解答と考え方を見る

pH3の方が10²=100倍大きい。差2をそのまま2倍と解釈してはいけない。

資料確認日：2026-10-12。