強酸
強酸
出典: フリー百科事典『ウィキペディア（Wikipedia）』 (2021/11/12 01:21 UTC 版)
希薄水溶液中においては、水素イオン活量 aH+ は mol/L 単位で表した水素イオン濃度 [H+] の数値にほぼ等しいと近似される。このとき以下の式でpHを求めることができる。 p H = − log 10 [ H + ] m o l / L = log 10 1 [ H + ] / ( m o l / L ) {\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}{\frac {[\mathrm {H} ^{+}]}{\mathrm {mol/L} }}=\log _{10}{\frac {1}{[\mathrm {H} ^{+}]/(\mathrm {mol/L} )}}} 適度な濃度（1 mol/L ないし 1 μmol/L、すなわち 100 - 10−6 mol/L）の塩酸の水素イオン濃度 [H+] は、塩酸のモル濃度 CHCl に等しい。よって塩酸のpHは、この式から直ちに計算することができる。 CHCl = 0.01 mol/L の塩酸 pH = −log10 0.01 = 2 硝酸や過塩素酸など、他の一塩基酸（分子一個当たり水素イオンを一個放出する酸）の強酸の場合も、酸のモル濃度 CHA が 100 - 10−6 mol/L の範囲にあるなら、塩酸と同様にpHを計算できる。溶質が強酸ではなく弱酸の場合は、後述するように、酸解離平衡を考慮する必要がある。 硫酸は二塩基酸（分子一個当たり水素イオンを二個まで放出できる酸）なので、硫酸の濃度が十分に低いとき (10−3 - 10−6 mol/L) には、水素イオン濃度 [H+] は硫酸の濃度 CH2SO4 の2倍にほぼ等しい。硫酸の濃度が比較的高いとき (100 - 10−1 mol/L) には、2段目の解離がほとんど起こらないので、[H+] は CH2SO4 にほぼ等しい。濃度が中くらい (10−1 - 10−3 mol/L) の硫酸の [H+] を求める計算式は、2段目の解離が部分的に起こるので、少し複雑である。 CH2SO4 = 0.5 mmol/L の硫酸 pH = −log10(2×0.5×10−3) = −log10 10−3 = 3 CH2SO4 = 0.5 mol/L の硫酸 pH = −log10 0.5 = log10 2 = 0.3
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