For other uses, see PH (disambiguation).

Test tubes containing solutions of pH 1–10 colored with an indicator

化学において、pH（/ p iː ˈ h eɪ tʃ /または/ p iː ˈ eɪ tʃ / ; pee- HAYCHまたはpee- AYCH）は、水溶液の酸性度または塩基性度を指定するために使用される対数スケールです。酸性溶液（水素（ H ⁺）陽イオンの濃度が高い溶液）は、塩基性またはアルカリ性溶液よりも低いpH値を持つと測定されます。記号「pH」の起源は最初の発明者にまで遡ることができ、「H」は明らかに水素を指しますが、pHの文字「p」の正確な本来の意味についてはまだ議論の余地があります。その後、より一般的な技術的な意味を獲得し、他の多くの文脈で使用されています。^{[ 1 ] [ 2 ]}

pHスケールは対数であり、溶液中の 水素陽イオンの活性を逆に示します

${\displaystyle {\ce {pH}}=-\log _{10}(a_{{\ce {H+}}})\thickapprox -\log _{10}([{\ce {H+}}]/{\text{M}})}$

ここで、[H ⁺ ]は溶液中の H ^+の平衡 モル濃度（M = mol / L ）です。25 ℃（77  ℉）では、pHが7未満の溶液は酸性、pHが7を超える溶液は塩基性です。25℃でpHが7の溶液は中性です（つまり、H ⁺イオンとOH ^{-イオンの濃度が同じ、つまり}純水と同じです）。pHの中性値は温度に依存し、温度が25℃を超えると7未満になります。pHの範囲は通常0から14と表されますが、非常に濃度の高い強酸ではpH値が0未満、非常に濃度の高い強塩基ではpH値が14を超えることがあります。^{[ 3 ]}

pHスケールは、国際的な合意によってpHが定められた一連の標準溶液にトレーサブルです。 ^{[ 4 ]}一次pH標準値は、水素電極と塩化銀電極などの標準電極間の電位差を測定することにより、転移濃度セルを用いて決定されます。水溶液のpHは、ガラス電極とpHメーターまたは色変化指示薬を用いて測定できます。pH測定は、化学、農学、医学、水処理、その他多くの用途 において重要です。

歴史

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1909年、デンマークの化学者セーレン・ペーター・ラウリッツ・セーレンセンはカールスバーグ研究所でpHの概念を導入しました。^{[ 5 ]}_{当初は「p H}・」という表記法を使用し、H^{・を小文字のpの下付き文字として使用しました。この概念は後に、}電気化学セルによる定義と測定に対応するために、1924年に現代のpHに改訂されました

数pを「水素イオン指数」と呼び、記号p _H •を提案します。そして、溶液の水素イオン指数（p _H •）については、関連する水素イオン規定度係数のブリッグス対数の負の値が理解されることになります。^{[ 5 ]}

ソーレンセンはpという文字を用いた理由を説明しておらず、その正確な意味は依然として議論の的となっている。^{[ 2 ] [ 6 ]}ソーレンセンは電位差を用いてpHを測定する方法を説明しており、これは水素イオン濃度の10乗を表している。pという文字は、フランス語のpuissance、ドイツ語のPotenz、デンマーク語のpotens（いずれも「力」を意味する）の略語である可能性もあるし、「電位」を意味する可能性もある。これらの単語はすべて、フランス語、ドイツ語、デンマーク語でpで始まる。これはソーレンセンが論文を発表した言語である。カールスバーグ研究所はフランス語圏であり、ドイツ語は科学出版の主要言語であり、ソーレンセンはデンマーク語を話していた。彼は論文の他の箇所でもqという文字をほぼ同じように使用しており、試験溶液を「p」、参照溶液を「q」と恣意的にラベル付けした可能性がある。これらの文字は、しばしばe4とe5の組み合わせで用いられる。^{[ 7 ]}いくつかの文献では、「pH」はラテン語のpondus hydrogenii（水素の量）またはpotentia hydrogenii（水素の力）を表すと示唆されていますが、これはソーレンセンの著作では裏付けられていません。^{[ 8 ] [ 9 ] [ 10 ]}

現代化学では、pは「負の小数対数」を表し、酸解離定数のp Ka_という用語に使用されています。^{[ 11 ]}したがって、pHは「H ^{+イオン濃度}の負の小数対数」であり、pOHは「OH ^-イオン濃度の負の小数対数」 です

酪農と食品安全に影響を与えた アメリカの細菌学者アリス・キャサリン・エバンスは、1910年代にpH測定法を開発したウィリアム・マンスフィールド・クラークと、彼女自身を含む同僚の功績を認めました。この方法はその後、実験室や産業での使用に広範な影響を与えました。彼女の回顧録では、クラークと同僚が数年前にソーレンセンの研究についてどれだけ知っていたか、あるいはどれだけ知らなかったかについては触れられていません。^{[ 12 ]}彼女は次のように述べています

これらの[細菌代謝の]研究において、クラーク博士は酸が細菌の増殖に及ぼす影響に注目しました。彼は、細菌の増殖に影響を与えるのは、水素イオン濃度で表された酸の強さであることを発見しました。しかし、既存の酸度測定法は、酸の強さではなく量を測定していました。次に、クラーク博士は共同研究者とともに、水素イオン濃度を測定するための正確な方法を開発しました。これらの方法は、世界中の生物学研究室で使用されていた酸含有量を決定するための不正確な滴定法に取って代わりました。また、多くの産業プロセスやその他のプロセスにも適用できることがわかり、広く使用されるようになりました。^{[ 12 ]}

pHを測定するための最初の電子的方法は、 1934年にカリフォルニア工科大学の教授であるアーノルド・オービル・ベックマンによって発明されました。 ^{[ 13 ]}これは、地元の柑橘類栽培業者であるサンキストからの要請に応えたものでした。サンキストは、近くの果樹園で収穫したレモンのpHを迅速に検査するためのより良い方法を求めていました。^{[ 14 ]}

定義

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pH

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溶液のpHは、水素イオン活量H +の逆数の小数対数として定義されます。 ^{[ 4 ]}数学的には、pHは次のように表されます。

${\displaystyle {\ce {pH}}=-\log _{10}(a_{{\ce {H+}}})=\log _{10}\left({\frac {1}{a_{{\ce {H+}}}}}}\right)}$

例えば、水素イオン活量が5 × 10 ^-6  mol / L （つまり、水素陽イオンの濃度）の溶液の場合、溶液のpHは次のように計算できます。

${\displaystyle {\ce {pH}}=-\log _{10}(5\times 10^{-6})=5.3}$

pHの概念は、pHを測定するために使用されるイオン選択電極が活量に反応するために開発されました。電極電位Eは、水素陽イオンのネルンストの式に従い、次のように表すことができます。

${\displaystyle E=E^{0}+{\frac {RT}{F}}\ln(a_{{\ce {H+}}})=E^{0}-{\frac {RT\ \ln {10}}{F}}{\ce {pH}}\approx E^{0}-{\frac {2.30​​3\ RT}{F}}{\ce {pH}}}$

ここで、 Eは測定電位、E ⁰は標準電極電位、Rはモル気体定数、Tは熱力学温度、Fはファラデー定数です。H +の場合^、移動する電子の数は1です。pHが活量で定義される場合、電極電位はpHに比例します

pHの正確な測定は、国際規格ISO 31-8で次のように示されています。^{[ 15 ]}ガルバニ電池は、参照電極と水素イオン活量に敏感な電極を同じ水溶液に浸漬した際の起電力（emf）を測定するために設置されます。参照電極は塩化銀電極またはカロメル電極であり、水素イオン選択電極は標準水素電極です。

参照電極｜KCl濃溶液｜｜試験溶液｜H₂ _｜ Pt

_{まず、セルに水素イオン活量が既知の溶液を充填し、起}電力E₄を測定します。次に、 pHが未知の溶液を入れた同じセルの起電力E₄を測定します。

${\displaystyle {\ce {pH(X)}}={\ce {pH(S)}}+{\frac {E_{{\ce {S}}}-E_{{\ce {X}}}}{z}}}$

測定された2つの起電力値の差はpHに比例します。この校正方法により、標準電極電位を知る必要がなくなります。比例定数1/ ₃は、理想的には「ネルンスト勾配」 に等しくなります${\displaystyle {\frac {F}{RT\ln {10}}}\ }$

実際には、扱いにくい水素電極の代わりにガラス電極が使用されます。複合ガラス電極には参照電極が内蔵されています。これは、国際純正応用化学連合（IUPAC）によって提案された既知の水素イオン（H ⁺ ）活量の緩衝液に対して校正されます。 ^{[ 4 ]}「傾き」が理想値とわずかに異なる可能性があることに対応するために、2つ以上の緩衝液が使用されます。電極を校正するには、まず標準溶液に浸し、pHメーターの読み取り値を標準緩衝液の値と等しくなるように調整します。次に、2つ目の標準緩衝液の読み取り値を「傾き」コントロールを使用して、その溶液のpHと等しくなるように調整します。詳細は、IUPACの推奨事項に記載されています。^{[ 4 ]} 2つ以上の緩衝液を使用する場合、観測されたpH値を標準緩衝液の値に対して直線に当てはめることによって電極を校正します市販の標準緩衝溶液には通常、25 °C での値と他の温度に適用される補正係数の情報が付属しています。

pHスケールは対数であるため、pHは無次元量です。^{[ 16 ]}

pH[H]

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これは1909年のSørensenによる最初の定義^{[ 17 ]}であったが、 1924年にpHに取って代わられた。[H]は水素イオン濃度であり、現代化学では[ H ⁺ ]と表記される。より正確には、希薄溶液中のH ⁺ ( αH ₊ )の熱力学的活量は[ H ⁺ ]/ c ₀に置き換えられるべきであり、ここで標準状態濃度c ₀ = 1 mol/Lである。この比は純粋な数であり、その対数は定義可能である。

水素イオン濃度で校正された電極を用いて、水素陽イオンの濃度を直接測定することが可能です。一般的な方法の一つは、比較的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塩基溶液で滴定することです。酸と塩基の濃度が分かれば、水素陽イオンの濃度を計算し、測定された電位を濃度と相関させることができます。校正は通常、グランプロットを用いて行われます。^{[ 18 ]}この手順により、水素陽イオンの活量はこれらのイオンの濃度の数値と等しくなります。

ガラス電極（およびその他のイオン選択電極）は、調査対象の媒体と同様の媒体で校正する必要があります。例えば、海水サンプルのpHを測定する場合、電極は化学組成が海水に似た溶液で校正する必要があります

p[H]とpHの差は非常に小さく、pH = p[H] + 0.04とされています。^{[ 19 ]}しかし、両方の測定方法で「pH」という用語を使用するのが一般的です。

pOH

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pHとpOHの関係。赤は酸性領域を表します。青は塩基性領域を表します。

pOHは、水酸化物イオンOH ^-の濃度の尺度として使用されることがあります。定義上、pOHは水酸化物イオン濃度（mol/L）の負の対数（10を底とする）です。pOH値はpH測定値から導き出すことができ、その逆も可能です。水中の水酸化物イオン濃度は、水素陽イオン濃度と次の式で関連しています。

${\displaystyle [{\ce {OH^-}}]={\frac {K_{{\ce {W}}}}{[{\ce {H^+}}]}}}$

ここで、K _Wは水の自己電離定数です。対数をとると、

${\displaystyle {\ce {pOH}}={\ce {p}}K_{{\ce {W}}}-{\ce {pH}}.}$

したがって、室温では、pOH ≈ 14 − pHとなります。（その他の標準条件下では、この式は約24.87℃で正確です。）しかし、この関係は土壌アルカリ度の測定など、他の状況では厳密には有効ではありません。

測定

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pH指示薬

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一般的な溶液の平均pH

物質	pH範囲	種類
電池液	< 1	酸
胃酸	1.0～1.5
酢	2～3
オレンジジュース	3.3～4.2
ブラックコーヒー	5～5.03
牛乳	6.5～6.8
25℃の 純水	7	中性
海水	7.5～8.4	塩基
アンモニア	11.0～11.5
漂白剤	12.5
苛性ソーダ	14

主要記事：pH指示薬

pHは指示薬を用いて測定できます。指示薬は、溶液のpHに応じて色が変わります。試験溶液の色を標準色見本と比較することで、pHを最も近い整数で推定できます。より正確な測定には、比色計または分光光度計を用いて色を測定できます。万能指示薬は、通常pH 2からpH 10の範囲で連続的に色を変化させることができる複数の指示薬の混合物です。万能指示薬紙は、万能指示薬を含浸させた吸水紙で作られています。pHを測定する別の方法は、pH感受性電極と比較電極間の電圧差を直接測定する 電子pHメーターを使用することです。

非水溶液

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pH値は非水溶液でも測定できますが、水素イオン濃度（活量）を計算するために使用される標準状態が異なるため、水溶液のpH値とは異なる尺度に基づいています。水素イオン活量（H +）は、次の_^ように定義 されます^{[ 20 ] [ 21 ]}

${\displaystyle a_{{\ce {H+}}}=\exp \left({\frac {\mu _{{\ce {H+}}}-\mu _{{\ce {H+}}}^{\ominus }}{RT}}\right)}$

ここで_、μH ^₊は水素陽イオンの化学ポテンシャル、は選択された標準状態におけるその化学ポテンシャル、Rはモル気体定数、Tは熱力学的温度です。したがって、異なるスケールのpH値は、リオニウムイオンなどの溶媒和陽子イオンの違いにより直接比較することはできません。これらのイオンには、ヒドロニウム/リオニウムイオンの移動活量係数を含む溶媒スケールが必要です。 ${\displaystyle \mu _{{\ce {H+}}}^{\ominus }}$

pHは酸性度関数の例ですが、他にも定義できます。例えば、ハメット酸性度関数H ₀は、超酸に関連して開発されました。

統一絶対pHスケール

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2010年、統一絶対pHスケールと呼ばれるpH測定の新しいアプローチが提案されました。このアプローチにより、pH範囲に関係なく、さまざまな溶液に共通の参照標準を使用できるようになります。統一絶対pHスケールは、ルイス酸塩基理論で定義されている水素陽イオンの絶対化学ポテンシャルに基づいています。このスケールは、液体、気体、さらには固体にも適用されます。^{[ 22 ]}統一絶対pHスケールの利点には、一貫性、精度、および幅広いサンプルタイプへの適用性などがあります。pH測定の共通の参照標準として機能するため、精度と汎用性に優れています。ただし、実装の労力、既存データとの互換性、複雑さ、潜在的なコストなどが課題となります。

pH測定の極限

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「負のpH」はここにリダイレクトされます。バンドについては、「負のpH（バンド）」を参照してください

pH 2.5未満（酸性：約0.003 mol /dm ³）またはpH 10.5以上（アルカリ性：約0.0003 mol/dm ³以上）などの極めて酸性またはアルカリ性の条件下では、pHの測定が困難になること があります。これは、ガラス電極を使用する場合、このような条件ではネルンストの式が破綻するためです。この問題にはいくつかの要因が関与しています。まず、液間電位はpHと独立していない可能性があります。^{[ 23 ]}次に、高イオン強度溶液は電極電位に影響を与える可能性があります。高pHでは、ガラス電極は溶液中のNa ⁺やK ⁺などの陽イオンの濃度に敏感になるため、「アルカリ誤差」の影響を受ける可能性があります。 ^{[ 24 ]}これらの問題を克服するために、特別に設計された電極が利用可能です。

鉱山からの流出水や鉱滓は、-3.6までという極めて低いpH値を生成することがあります。^{[ 25 ]}

用途

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純水は25℃でpH7で、中性です。酸を水に溶かすとpHは7未満になり、塩基、つまりアルカリはpHが7より大きくなります。塩酸などの強酸は濃度1mol/LでpHは0ですが、水酸化ナトリウムなどの強アルカリは、同じ濃度でpHは14です。pHは対数スケールなので、pHの1の差は水素イオン濃度の10倍の差に相当します

中性は 25 °C でぴったり 7 にはなりませんが、ほとんどの場合、7 が近似値として役立ちます。中性は、水素陽イオン ([ H ⁺ ]) の濃度が水酸化物イオン ([ OH ⁻ ])の濃度に等しいか、それらの活性が等しいときに発生します。水の自己イオン化により、これらの濃度の積 [ H ⁺ ] × [ OH ⁻ ] = K _{wが成り立つため、中性では [} H ⁺ ] = [ OH ⁻ ] = √ K _w、つまり pH = p K _w /2となります。p K _wは約 14 ですが、イオン強度と温度に依存するため、中性の pH も変化します。純水と純水中のNaCl溶液はどちらも中性です。これは、水の解離により両方のイオンが同数生成されるためです。しかし、中性のNaCl溶液のpHは、水素イオンと水酸化物イオンの活性がイオン強度に依存するため、中性の純水のpHとはわずかに異なります。そのため、K _{w は}イオン強度によって変化します。

純水が空気にさらされると、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、それがゆっくりと重炭酸イオンと水素イオンに変換されるためです（基本的に炭酸が生成されます）。

${\displaystyle {\ce {CO₂ + H₂O <=> HCO₂^- + H^+}}}$

土壌のpH

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参照：土壌pH

土壌内の栄養素の利用可能性はpHによって異なります。水色は、ほとんどの植物にとって理想的な範囲を表しています。

米国農務省天然資源保全局（旧土壌保全局）は、土壌pHの範囲を次のように分類しています。^{[ 26 ]}

分類	pH範囲
超酸性	< 3.5
極めて酸性	3.5～4.4
非常に強い酸性	4.5～5.0
強い酸性	5.1～5.5
中程度の酸性	5.6～6.0
弱酸性	6.1～6.5
中性	6.6～7.3
弱アルカリ性	7.4～7.8
中アルカリ性	7.9～8.4
強アルカリ性	8.5～9.0
非常に強いアルカリ性	9.0～10.5
高アルカリ性	10.5超

表土のpHは、土壌母材、浸食の影響、気候、植生の影響を受けます。ヨーロッパの表土pHに関する 最近の地図^{[ 27 ]では、地中海地域、ハンガリー、東ルーマニア、北フランスの土壌がアルカリ性であることが示されています。スカンジナビア諸国、ポルトガル、ポーランド、北ドイツでは、より酸性の土壌となっています。}

植物のpH

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レモンジュースは、クエン酸が5～6%含まれており、pHが2.2（高酸性）であるため、酸っぱい味がします

植物には、ハイビスカス、赤キャベツ（アントシアニン）、ブドウ（赤ワイン）などに含まれるpH依存性色素が含まれており、 pH指示薬として使用できます。柑橘類の果汁は主にクエン酸の存在により酸性ですが、他のカルボン酸は様々な生物系に存在します。ATPを含むリン酸誘導体のプロトン化状態はpHに依存します。酸素輸送酵素であるヘモグロビンも、ルート効果として知られる現象でpHの影響を受けます。

海のpH

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参照：海水 § pH値、海洋 § pHとアルカリ度、海洋酸性化

海水のpHは、海洋の炭素循環において重要な役割を果たしています。海洋酸性化（pH値の低下）が進行しているという証拠があります。1950年から2020年の間に、海面の平均pHは約8.15から8.05に低下しました。^{[ 28 ]} 人間の活動による二酸化炭素排出は海洋酸性化の主な原因であり、 2025年にはマウナロア観測所の大気中の二酸化炭素濃度は430ppm CO2に_{達しました。} ^{[ 29 ]} 2024年には、NOAAの地球観測研究所によって測定された大気中のCO2の年間増加量_は3.75ppm CO2 /年でした_。 [ ^{30 ]大気}中のCO2_は海洋に吸収されます。これにより炭酸（_{H2CO3 ）が生成され}、これは重炭酸イオン（_HCO ）に解離します。 ⁻³
）と水素イオン（H ^{+ ）です。遊離水素イオン（H +} ）の存在は海のpHを下げます。

海洋学における3つのpHスケール

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海水のpH測定は海水の化学的性質により複雑であり、化学海洋学では3つの異なるpHスケールが存在します。^{[ 31 ]}実際には、3つの海水pHスケールのpH値は最大0.10まで異なり、この差は、特に海洋の炭酸塩系との関係で、通常要求されるpH測定の精度よりもはるかに大きくなります。^{[ 31 ]}硫酸イオンとフッ化物イオンを考慮していないため、自由スケールは総スケールおよび海水スケールの両方と大きく異なります。フッ化物イオンの相対的重要性が低いため、総スケールと海水スケールの違いはごくわずかです。

IUPACは、pHスケールの操作的定義の一環として、さまざまなpH値（多くの場合、米国国立標準局（NBS）または米国国立標準技術研究所（NIST）の指定で示される）にわたる一連の緩衝溶液を定義しています。これらの溶液は、海水のイオン強度（≈ 0.7）と比較して比較的低いイオン強度（≈ 0.1）を持ち、その結果、イオン強度の差によって電極電位が変化するため、海水のpHの特性評価に使用することは推奨されません。この問題を解決するために、人工海水をベースにした代替の緩衝液シリーズが開発されました。^{[ 32 ]}この新しいシリーズは、サンプルと緩衝液間のイオン強度の差の問題を解決し、新しいpHスケールはトータルスケールと呼ばれ、多くの場合pH _{Tと表記されます。トータルスケールは、}硫酸イオンを含む媒体を使用して定義されました。これらのイオンはプロトン化を受け、H ++ SO ²⁻
₄ ↔ HSO⁻
₄全体のスケールには、プロトン（遊離水素陽イオン）と硫酸水素イオン の両方の影響が含まれます。

[ H ⁺ ] _T = [ H ⁺ ] _F + [ HSO⁻
₄]

代替スケールである自由スケール（しばしばpH _Fと表記）は、この考慮を省略し、[ H ⁺ ] _Fのみに焦点を当てているため、原理的には水素イオン濃度のより単純な表現となります。[ H ⁺ ] _Tのみが決定可能であるため^{[ 33 ]} 、[ H ⁺ ] _Fは[ SO²⁻
₄]とHSOの安定度定数⁻
₄、K^*
_S：

[ H ⁺ ] _F = [ H ⁺ ] _T − [ HSO⁻
₄] = [ H ⁺ ] _T ( 1 + [ SO²⁻
₄] / K^*
_S) ⁻¹

しかし、 Kを推定することは困難です^*
_S海水中では、より単純な自由スケールの有用性が制限されます

海水スケールとして知られる別のスケールは、しばしばpH _SWSと表記され、水素陽イオンとフッ化物イオンの間のさらなるプロトン化関係、H ⁺ + F ⁻ ⇌ HFを考慮に入れています。結果として、[ H ⁺ ] _SWSは次の式となります。

[ H ⁺ ] _SWS = [ H ⁺ ] _F + [ HSO⁻
₄] + [HF]

しかし、この追加の複雑さを考慮することの利点は、媒体中のフッ化物の存在量に依存します。例えば、海水中では、硫酸イオンはフッ化物よりもはるかに高い濃度（400倍以上）で存在します。その結果、ほとんどの実用目的において、全体スケールと海水スケールの差は非常に小さくなります。

次の3つの式は、pHの3つのスケールをまとめたものです。

pH _F = −log ₁₀ [ H ⁺ ] _F

pH _T = −log ₁₀ ([ H ⁺ ] _F + [ HSO⁻
₄]) = −log ₁₀ [ H ⁺ ] _T

pH _SWS = −log ₁₀ ( H ⁺ ] _F + [ HSO⁻
₄] + [HF]) = −log ₁₀ [v] _SWS

食品中のpH

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食品のpHレベルは、風味、食感、保存期間に影響を与えます。^{[ 34 ]}柑橘類、トマト、酢などの酸性食品は、通常pHが4.6未満で^{[ 35 ]}、ピリッとした酸味があり、塩基性食品は苦味や石鹸のような味がします。^{[ 36 ]}食品中の適切なpHを維持することは、有害な微生物 の増殖を防ぐために不可欠です。^{[ 35 ]}ほうれん草やケールなどの野菜のアルカリ性も、調理中の食感や色に影響を与える可能性があります。^{[ 37 ]} pHはメイラード反応にも影響を与え、調理中に食品が褐色化する原因となり、風味と外観の両方に影響を与えます。^{[ 38 ]}

様々な体液のpH

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様々な体液のpH ^{[ 39 ]}

コンパートメント	pH
胃酸	1.5～3.5 [ 40 ] [ 41 ]
リソソーム	4.5 [ 39 ]
ヒトの皮膚	4.7 [ 42 ]
クロム親和性細胞の顆粒	5.5
尿	6.0
母乳	7.0～7.45 [ 43 ]
細胞質	7.2
血液（自然pH）	7.34～7.45 [ 39 ]
脳脊髄液（CSF）	7.5
ミトコンドリアマトリックス	7.5
膵臓分泌物	8.1

生体では、様々な体液、細胞区画、臓器のpHが厳密に調節され、酸塩基平衡の状態（酸塩基恒常性）を維持しています。血液pHが7.35未満と定義されるアシドーシスは、酸塩基恒常性の最も一般的な障害であり、体内に酸が過剰にある場合に発生します。対照的に、アルカローシスは 血液pHが過度に高いことが特徴です

血液のpHは通常、弱アルカリ性で、pH7.365です。これは生物学および医学では生理的pHと呼ばれます。歯垢の形成は局所的な酸性環境を作り出し、脱灰によって虫歯を引き起こす可能性があります。酵素やその他のタンパク質は機能に最適なpH範囲を持っており、この範囲外では不活性化または変性する可能性があります。

pH計算

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酸または塩基を含む溶液のpHを計算する場合、溶液中に存在するすべての化学種の濃度を決定するために化学種分化計算が使用されます。手順の複雑さは溶液の性質によって異なります。強酸と強塩基は水中でほぼ完全に解離する化合物であるため、計算が簡素化されます。しかし、弱酸の場合は二次方程式を、弱塩基の場合は三次方程式を解く必要があります。一般に、一連の非線形 連立方程式を解く必要があります。

水自体は弱酸および弱塩基であるため、高pHおよび低溶質濃度での解離を考慮する必要があります（両性性を参照）。水は次の平衡に従って 解離します。

2 H ₂ O ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + OH ^- (aq)

解離定数K w_は次のように定義されます

${\displaystyle K_{\text{w}}={\ce {[H+][OH^{-}]}}}$

ここで、[H ^{+ ]は水溶液中の}ヒドロニウムイオンの濃度、[OH ^{- ]は}水酸化物イオンの濃度を表します。この平衡は、pHが高い場合や溶質濃度が極めて低い場合に考慮する必要があります。

強酸と強塩基

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強酸と強塩基は、水中で本質的に完全に解離する化合物です。つまり、酸性溶液では、水素陽イオン（H ⁺）の濃度は酸の濃度と等しいと見なすことができます。同様に、塩基性溶液では、水酸化物イオン（OH ^-）の濃度は塩基の濃度と等しいと見なすことができます。溶液のpHはH ⁺の濃度の負の対数として定義され、pOHはOH ^-の濃度の負の対数として定義されます。例えば、0.01 M塩酸（HCl）溶液のpHは2（pH = -log _{10 (0.01)）に等しく、0.01 M水酸化ナトリウム（NaOH）溶液のpOHは2（pOH = -log 10} (0.01)）に等しく、これは約12のpHに相当します

しかし、強酸または強塩基の濃度が非常に低い場合や高い場合、水の自己イオン化も考慮する必要があります。例えば、上記の手順に基づくと、 5 × 10-8Mの HCl溶液のpHは7.3になると予想されますが、これは酸性でありpHは7未満であるはずなので誤りです。このような場合、系は酸または塩基と両性物質である水の混合物として扱うことができます^。水の自己電離を考慮することで、溶液の真のpHを計算することができます。例えば、5 × 10-8MのHCl溶液は 、 HClと水の混合物として扱うとpHは6.89になります。高濃度の水酸化ナトリウム溶液の自己電離平衡も考慮する必要があります。^{[ 44 ]}

弱酸と弱塩基

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弱酸または弱塩基の共役酸は、同じ形式を用いて扱うことができます。

• 酸HA：${\displaystyle {\ce {HA <=> H+ + A-}}}$
• 塩基A：${\displaystyle {\ce {HA+ <=> H+ + A}}}$

まず、酸解離定数を次のように定義します。一般性のために、以降の式では電荷は省略します

${\displaystyle K_{a}={\frac {{\ce {[H] [A]}}}{{\ce {[HA]}}}}}$

そして、その値は実験によって決定されていると仮定します。そうであれば、計算によって決定すべき3つの未知濃度、[HA]、[H ⁺ ]、[A ^- ]があります。2つの追加方程式が必要です。それらを提供する1つの方法は、 2つの「試薬」HとAに関して 質量保存の法則を適用することです。

${\displaystyle C_{{\ce {A}}}={\ce {[A]}}+{\ce {[HA]}}}$

${\displaystyle C_{{\ce {H}}}={\ce {[H]}}+{\ce {[HA]}}}$

Cは分析濃度を表します。いくつかの文献では、1つの質量収支方程式が電荷収支方程式に置き換えられています。これはこのような単純な場合には十分ですが、以下のようなより複雑な場合には適用するのが困難です。K aを定義する方程式と合わせて、₃つの未知数に対する3つの方程式が存在することになります。酸が水に溶解している場合、C _A = C _H = C _a（酸の濃度）なので、[A] = [H]です。さらに代数操作を行うと、水素イオン濃度の方程式が得られます

${\displaystyle [{\ce {H}}]^{2}+K_{a}[{\ce {H}}]-K_{a}C_{a}=0}$

この二次方程式を解くと水素イオン濃度、つまりp[H]、より大まかに言えばpHが得られます。この手順はICE表に示されており、系にさらに（強）酸またはアルカリが添加された場合、つまりC _A ≠ C _Hの 場合のpHを計算するのにも使用できます

例えば、0.01 M安息香酸溶液のpHはいくらですか？ p Ka = 4.19です。

• ステップ1：${\displaystyle K_{a}=10^{-4.19}=6.46\times 10^{-5}}$
• ステップ2：二次方程式を立てます。${\displaystyle [{\ce {H}}]^{2}+6.46\times 10^{-5}[{\ce {H}}]-6.46\times 10^{-7}=0}$
• ステップ3：二次方程式を解きます${\displaystyle [{\ce {H+}}]=7.74\times 10^{-4};\quad \mathrm {pH} =3.11}$

アルカリ性溶液の場合、水素の質量収支式に追加の項が加えられます。水酸化物の添加は水素イオン濃度を低下させ、水酸化物イオン濃度は自己電離平衡によって に等しいように制約されるため、結果として得られる式は次のようになります。 ${\displaystyle {\frac {K_{w}}{{\ce {[H+]}}}}}$

${\displaystyle C_{\ce {H}}={\frac {[{\ce {H}}]+[{\ce {HA}}]-K_{w}}{\ce {[H]}}}}$

一般的な方法

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多塩基酸などの一部の系は、スプレッドシート計算に適しています。^{[ 45 ]} 3種類以上の試薬を使用する場合、またはA _p B _q H _rなどの一般式で多くの錯体が形成される場合、次の一般的な方法を使用して溶液のpHを計算できます。たとえば、3種類の試薬の場合、各平衡は平衡定数βによって特徴付けられます。

${\displaystyle [{\ce {A}}_{p}{\ce {B}}_{q}{\ce {H}}_{r}]=\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}}$

次に、各試薬の質量収支式を書き出します。

${\displaystyle {\begin{aligned}C_{\ce {A}}&=[{\ce {A}}]+\Sigma p\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}\\C_{\ce {B}}&=[{\ce {B}}]+\Sigma q\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}\\C_{\ce {H}}&=[{\ce {H}}]+\Sigma r\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}-K_{w}[{\ce {H}}]^{-1}\end{aligned}}}$

これらの式には近似値はありません。ただし、各安定度定数は活性ではなく濃度の商として定義されます。活性を使用する場合は、はるかに複雑な式が必要です

3つの未知数[A]、[B]、[H]に関する3つの連立方程式があります。これらの方程式は非線形であり、濃度は10の累乗の範囲にわたる可能性があるため、これらの方程式を解くのは簡単ではありません。しかし、これらの計算を実行できるコンピュータプログラムは数多くあります。試薬は3つ以上ある場合があります。この方法を用いた水素イオン濃度の計算は、電位差滴定による平衡定数の決定において重要な要素です。

参照

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• pH指示薬
• 動脈血ガス
• 化学平衡
• p Ka _a

参考文献

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External links

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• The dictionary definition of pH at Wiktionary
• ウィキメディア・コモンズのpH関連メディア
• ウィキバーシティのpH関連学習教材