溶液中の水素イオン活量 aH+ の逆数の十進対数を使用して、pH を計算します。

pH =-log[aH+]

たとえば、水素イオン活量が 5×10-6 の溶液の対数の引数 (そのレベルでは、これは事実上、溶液 1 リットルあたりの水素イオンのモル数です)。 1/(5×10-6) =2×105;したがって、このような溶液の pH は log10(2×105) =5.3 です。次の図を考えてみましょう:107 モルの純水 (pH 7)、つまり 180 メートルトン (18×107 g) には、約 18 g の解離水素イオンが存在します。

pH は温度の影響を受けることを覚えておくことが重要です。たとえば、純水の摂氏 0 度での pH は 7.47 です。摂氏 25 度で摂氏 7.00 度、摂氏 100 度で摂氏 6.14 度です。

p[H]

これは 1909 年に Srensen が最初に定義したもので、1924 年に pH によって置き換えられました。現代の化学では、[H] は水素イオンの濃度を表し、濃度の単位があるようです。希釈溶液中の H+ の熱力学的活性は、基準状態濃度として c0 =1 mol/L を使用して、[H+]/c0 で置き換える必要があります。この比率は、対数が定義された純粋な数値です。

しかし、電極が水素イオン濃度で校正されている場合、水素イオン濃度を直接測定することが可能です。適度に高濃度のバックグラウンド電解質の存在下で、既知濃度の強酸溶液を既知濃度の強アルカリ溶液で滴定することは、広く利用されている1つの方法です。酸とアルカリの量は既知であるため、水素イオンの濃度を計算して、測定された電位と濃度を関連付けるのは簡単です。通常、システムのキャリブレーションにはグランプロットが使用されます。このアプローチを使用すると、活動を濃度の数値と等しくする効果があります。

研究対象と同様の媒体で、ガラス電極 (および他のイオン選択電極) を校正する必要があります。たとえば、海水サンプルの pH をテストしたい場合は、以下に説明するように、海水に似た化学組成の溶液で電極を校正する必要があります。

p[H] と pH の違いは重要ではありません。 pH =p[H] + 0.04 が述べられている[15]。「pH」という言葉は、一般的に両方の種類の測定値を指すために使用されます。

pHインジケーター

インジケーターの色がpHによって変化することを利用して、pHの監視に利用できます。試験溶液の色を標準のカラーチャートと視覚的に比較して、最も近い整数まで正確な pH の読み取り値を得ることができます。色は比色計または分光光度計を使用して分光測光的に測定し、より正確な結果を得ることができます。普遍的な表示は、時間の経過とともに pH 2 から pH 10 への連続的な色の変化を示すインジケーターのグループで構成されます。ユニバーサルインジケータ紙は、ユニバーサルインジケータを含浸させた吸収紙で構成されています。 pH を測定するもう 1 つの方法は、電子 pH メーターを使用することです。

pOH

水酸化物イオン OH の濃度は、pOH と表現されることがあります。 pH 測定値は、pOH 値の計算に使用されます。水中の水酸化物イオンの濃度は、

によって水素イオンの濃度に関連しています。

[OH-]=Kw/[H+]

ここで KW は水の自己イオン化定数です。対数を取ることにより

pOH=pKw – pH

周囲温度では、pOH は 14 pH に相当します。ただし、土壌のアルカリ度測定など、場合によっては.

pHの計算

化学スペシエーション計算は、酸および/または塩基を含む溶液に存在するすべての化学種の量を計算するための数学的手法です。ソリューションの種類によって、手順の複雑さが決まります。極端な場合を除いて、強酸と強塩基は計算を必要としません。弱酸溶液の pH を決定するには、二次方程式を解く必要があります。弱塩基溶液の pH を決定するには、立方方程式が必要になる場合があります。一般に、一連の非線形連立方程式を解く必要があります。

水は弱酸であり、弱塩基でもあるという事実が複雑さを増しています (両性論を参照)。平衡によると、次のように解離します:

2 H2O ⇌ H3O+ (aq) + OH- (aq)

&その解離定数は次のように定義されます:

Kw =[H+][OH-]/M2

どこで [H+] =conc. aqの。ヒドロニウムイオン

[OH−] =濃度。

この平衡は、pH が高く、溶質濃度が極端に低い場合に考慮する必要があります。

強酸と強塩基

強酸と強塩基は、実用上、水中で完全に解離する物質です。これは、酸性溶液中の水素イオンの濃度が、典型的な状況における酸の濃度と等しいと仮定できることを示しています。

pH =-logarithm10 conc.

強酸の例は HCl です。 0.01M HCl 溶液の pH は log10(0.01) で、これは pH =2 に相当します。水酸化ナトリウム (NaOH) などの強塩基がその例です。 0.01M NaOH 溶液の p[OH] 値は log10(0.01) であり、これは p[OH] =2 を意味します。上記の pOH セクションの p[OH] の定義によれば、pH は約 12 です。高濃度の水酸化ナトリウム溶液では、イオン化平衡を考慮する必要があります。

濃度が非常に低い場合、自己イオン化も考慮する必要があります。濃度が 5×10-8M の塩酸溶液を考えてみましょう。上記の基本的なプロセスによると、pH は 7.3 です。酸性溶液の pH は 7 未満でなければならないため、これは明らかに正しくありません。この系を塩酸と両性物質の水との混合物として処理することにより、pH 6.89 が得られます。

弱酸と弱塩基

同じ形式を使用して、弱酸または弱塩基の共役酸を処理できます

酸 HA:HA ⇌ H+ + A−
ベース A:HA+ ⇌ H+ + A

酸解離定数の定義は次のとおりです。簡単にするために、電荷は次の式から除外されています。

Ka=[H] [A] / [HA]

その価値は、実験によって発見されたと考えられています。このため、[HA]、[H+]、および [A] の 3 つの未知の濃度が計算されます。さらに 2 つの方程式が必要です。質量保存則を 2 つの「試薬」H と A に適用することは、それらを提供する 1 つの手法です。

CA =[A] + [HA]

CH =[H] + [HA]

分析濃度は文字 C で表されます。一部の文献では、物質収支式の代わりに電荷収支式が使用されます。これは、このような基本的な状況では十分ですが、以下にリストされているようなより複雑な場合に使用することはより困難です. Ka を決定する方程式に加えて、3 つの未知数に 3 つの方程式が存在します。酸が水に溶けているとき、酸の濃度は CA =CH =Ca であるため、[A] =[H] です。さらにいくつかの代数操作を行った後、水素イオン濃度方程式を作成できます。

[H]2 + Ka [H] – KaCa =0

水素イオン濃度は、この二次方程式を解くことによって得られるため、p[H] または pH が得られます。

アルカリ性液体中の水素の物質収支式に、別の要素が追加されます。水酸化物を添加することで水素イオン濃度が低下し、自己イオン化平衡により水酸化物イオン濃度がKw/[H]に制限されます。

CH =( [H] + [HA] – Kw ) / [H]

結果の方程式は [H] で 3 次になります。

極端なpH

約 2.5 (約 0.003 mol/dm3 酸) 未満および約 10.5 (約 0.0003 mol/dm3 アルカリ) を超える pH を測定すると、ネルンストの法則が崩れるため、ガラス電極。これにはいくつかの原因があります。液間電位差は pH に依存しないと見なすことはできません。また、高い pH は溶液が濃縮されていることを示しているため、イオン強度の変化によって電極電位が変化します。電極は、pH が高い溶液中の Na+ や K+ などの陽イオンの濃度に敏感になるため、ガラス電極は「アルカリミス」の影響を受ける可能性があります。これらの問題の一部を軽減するために、特別に設計された電極を利用できます。

鉱山や鉱滓からの流出物は、非常に低い pH 値を生成することがあります。

アプリケーション

純水は中性の物質です。酸が水に溶けると、pH は 7 を下回ります (摂氏 25 度)。塩基またはアルカリが水に溶解すると、水のpHは7を超えます。 pH 0 は、濃度 1 mol dm3 の塩酸などの強酸の溶液に見られます。 14 の pH は、1 mol dm3 の濃度の水酸化ナトリウムなどの強アルカリの溶液に見られます。その結果、観測された pH 値は一般に 0 から 14 の間になりますが、負の pH 測定値や 14 を超える値も可能です。 pH は対数スケールであるため、1 pH 単位の変化は水素イオン濃度の 10 倍の変化に対応します。

純水は空気に触れると弱酸性になります。これは、水が空気中の二酸化炭素を吸収し、その後時間の経過とともに炭酸水素イオンと水素イオンに変換されるためです (本質的に炭酸を生成します)。

結論

最後に、pH 値は、溶液中の分子から分離された水素イオン (H+) の量を反映します。溶液中の H+ イオンの濃度が高く、酸が強いほど、pH 値は低くなります。同様に、pH が上昇すると、溶液中の H+ イオンの濃度が低下し、酸が弱くなります。

PHスケール