水素イオン指数
出典: フリー百科事典『ウィキペディア(Wikipedia)』 (2024/03/31 17:04 UTC 版)
pHとpOHの関係
質量作用の法則により、温度、圧力が一定であれば、水の自己解離
の熱力学的平衡定数 aH+·aOH−/aH2O は、溶質の種類や濃度によらない一定値になる。H2O の活量 aH2O を1と近似できるような希薄水溶液では
で定義される水のイオン積 Kw が、溶質の種類や濃度によらない一定値になる。25 °Cでは Kw = 1.008×10−14 mol2/L2 であるから、これを上式に代入して対数をとると次の関係式が導かれる[注釈 3]。
水溶液は、pH < pOH のときに酸性を、pOH < pH のときにアルカリ性をそれぞれ示す。pH = pOH のときは中性である。よって25 °Cでは
- pH < 7.00 のとき酸性
- pH = 7.00 のとき中性
- pH > 7.00 のときアルカリ性
である。水のイオン積 Kw が温度によって変わるので、7.00という数字は温度により変わる。25 °Cで成り立つ 14.00 = pH + pOH という関係式は、一般には
と表される。ただし pKw = −log10Kw/mol2/L2 である。中性のpHは、pH = pOH のときのpHだから、pKw/2 に等しい。
pHの温度依存性
pKw と 0.1 mol/L の水酸化ナトリウム水溶液のpHが、0 °Cから60 °Cの温度範囲でそれぞれどのように変化するかを表に示す。
温度 | pKw[40] | pH[17] |
---|---|---|
0 °C | 14.94 | 13.8 |
10 °C | 14.53 | 13.4 |
20 °C | 14.17 | 13.1 |
25 °C | 14.00 | 12.9 |
30 °C | 13.83 | 12.7 |
40 °C | 13.53 | 12.4 |
50 °C | 13.26 | 12.2 |
60 °C | 13.02 | 11.9 |
水酸化ナトリウム水溶液のpHの値は、0 °Cのときの方が60 °Cのときよりも1.9高い。これは、中性のpHが温度により異なるためである。温度が低いほど水溶液のアルカリ性が強くなることを示しているわけではない。pKw = pH + pOH の関係を使ってpOHを計算すると、表の温度範囲では1.1の一定値になる。この値は、水酸化ナトリウムのモル濃度 0.1 mol/L から求めた値 pOH = −log10 0.1 = 1.0 にほぼ等しい。
注釈
出典
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