pH

酸と塩基
酸 酸塩基反応 酸塩基ホメオスタシス 酸の強さ 酸度関数 両性 ベース 緩衝液 解離定数 平衡化学 抽出 ハメットの酸度関数 pH プロトン親和力 水の自己イオン化 滴定 ルイス酸触媒作用 欲求不満のルイスペア キラルルイス酸
酸の種類
ブレンステッド-ローリー ルイス アクセプター ミネラル オーガニック 酸化物 強い 超酸 弱い 個体
基本タイプ
ブレンステッド-ローリー ルイス ドナー オーガニック 酸化物 強い スーパーベース 非求核性 弱い
v NS e

化学、pH値（/ P I eɪ tʃ /、示す「の電位水素」または「パワー水素の」）^[1]を指定するために使用されるスケールである酸性度又は塩基性の水溶液。酸性溶液（H ⁺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。

pHスケールは対数であり、溶液中の水素イオンの濃度を逆に示します。計算pHに使用される式が近似するためである負の10を底とする対数のモル濃度^[A]溶液中の水素イオンを。より正確には、pHはH ⁺イオンの活性の常用対数の負の値です。^[2]

25°Cでは、pHが7未満の溶液は酸性であり、pHが7を超える溶液は塩基性です。この温度でpHが7の溶液は中性です（例：純水）。 pHの中性値は温度に依存します–温度が上昇すると7より低くなります。 pH値は、非常に強い酸の場合は0未満、非常に強い塩基の場合は14を超えることができます。^[3]

pHスケールは、国際協定によってpHが確立されている一連の標準溶液まで追跡できます。^[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との間の電位差を測定することにより、転移のある濃淡電池を使用して決定されます。水溶液のpHは、ガラス電極とpHメーター、または色が変化するインジケーターで測定できます。pHの測定は、化学、農学、医学、水処理、およびその他の多くのアプリケーションで重要です。

歴史

pH値の概念は、最初によって導入されたデンマークの化学者セーレンPeder Lauritzセーレンセンでカールスバーグ研究所1909年^[5]と電気化学セルの用語の定義及び測定に対応するために1924年に近代的なpHに修正しました。最初の論文では、表記はHであった^•小文字の添え字としてP P：従って、_H •。

符号Pのために私は名前「は、水素イオン指数」とシンボルP提案_Hを•。次に、溶液の水素イオン指数（p _H •）について、関連する水素イオン規定度のブリッグス対数の負の値を理解する必要があります。^[5]

正確な意味のpにおけるpHが、彼はそれを使用する理由ソーレンセンは説明していないとして、異議を唱えています。^[6]彼は、電位差を使用してそれを測定する方法を説明しており、水素イオンの濃度における10の負の累乗を表しています。これらのすべての単語は、フランス語、ドイツ語、デンマーク語のpで始まり、Sørensenが発行したすべての言語：Carlsberg Laboratoryはフランス語を話し、ドイツ語は科学出版の主要言語であり、Sørensenはデンマーク語でした。彼はまた、論文の他の場所でもほとんど同じ方法で「q」を使用しました。したがって、「p」はフランスのpuissance、ドイツ語を表すことができますPotenz、またはデンマークのpotensは、「力」を意味します。または、「可能性」を意味する場合もあります。彼はまた、テストソリューション「p」とリファレンスソリューション「q」に任意のラベルを付けただけかもしれません。これらの文字はしばしば対になっています。^[7]「pH」がラテン語の pondushydrogenii（水素の量）またはpotentiahydrogenii（水素の力）を表すという提案を支持するものはほとんどありません。

現在では化学、pは「小数点を表すcologarithmの」、及びまた、用語Pで使用されているKのために使用される、酸解離定数^[8]とPOH、等価水酸化物イオン。

細菌学者のアリスC.エバンスは、乳製品と食品の安全性に対する彼女の仕事の影響で有名であり、1910年代にpH測定法を開発したことで、ウィリアムマンスフィールドクラークとその同僚（彼女もその1人）の功績を認めました。 。彼女の回想録では、クラークと同僚が数年前にソレンセンの仕事についてどれだけ知っていたか、どれだけ知っていたかについては触れていません。^[9]：10彼女は言った：

[バクテリア代謝の]これらの研究では、クラーク博士の注意はバクテリアの成長に対する酸の影響に向けられました。彼は、それらの成長に影響を与えるのは、水素イオン濃度に関する酸の強度であることを発見しました。しかし、酸性度を測定する既存の方法は、酸の強度ではなく量を決定しました。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所で使用されている酸含有量を決定する不正確な滴定方法に取って代わりました。また、それらは、広く使用されるようになった多くの産業およびその他のプロセスに適用可能であることがわかりました。^[9]：10

最初の電子のpHを測定するための方法を発明したアーノルド・ベックマン、教授カリフォルニア工科大学1934年^[10]これは、地元の柑橘類栽培者に対応していたサンキスト早く彼らがいたレモンのpHをテストするためのより良い方法を望んでいました近くの果樹園からのピッキング。^[11]

定義と測定

pH

pHは、小数点以下のように定義される対数の逆数の水素イオン 活性、_H溶液中で、+。^[4]

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

たとえば、水素イオン活量が5×10 ^-6の溶液の場合（そのレベルでは、これは基本的に溶液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になります。 ×10 ⁵、従ってそのような溶液のpH有するログ₁₀（2×10 ⁵）= 5.3。次の例を考える：10基の量⁷純粋のモル液（pH 7）水、または180トン（18×10 ⁷ g）を、近くの18 gの含有解離水素イオン。

pHは温度に依存することに注意してください。たとえば、0°Cでは純水のpHは約7.47です。25°Cでは7.00、100°Cでは6.14です。

この定義が採用されたのは、pHの測定に使用されるイオン選択性電極が活性に反応するためです。理想的には、電極電位Eはネルンストの式に従います。ネルンストの式は、水素イオンの場合、次のように書くことができます。

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

ここで、Eは測定電位、E ⁰は標準電極電位、Rは気体定数、Tはケルビン単位の温度、Fはファラデー定数です。 H ^+の場合、転送される電子の数は1つです。したがって、pHが活性の観点から定義されている場合、電極電位はpHに比例します。 pH値の正確な測定は、国際規格に提示されているISO 31-8次のように^[12]ガルバニ電池を測定するように設定された起電力を（emf）参照電極と水素イオン活性に敏感な電極の両方を同じ水溶液に浸したとき。参照電極は、塩化銀電極またはカロメル電極であり得る。水素イオン選択性電極は標準水素電極です。

参照電極| KClの濃縮溶液|| テストソリューション| H ₂ | Pt ^{[説明が必要]}

まず、細胞は、公知の水素イオン活性の溶液とEMF、で満たされているE _S、測定されます。その後、EMF、E _X未知のpHの溶液を含有する同じセルのは、測定されます。

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

2つの測定された起電力値の差は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 / zは理想的には次のようになります。${\ displaystyle {\ frac {1} {2.30​​3RT / F}} \}$ 「ネルンストスロープ」。

このプロセスを実際に適用するには、面倒な水素電極ではなくガラス電極を使用します。複合ガラス電極には、参照電極が組み込まれています。既知の水素イオン活性の緩衝液に対して校正されています。IUPAC（国際純正応用化学連合）は、既知のH ⁺活性の緩衝液のセットの使用を提案しました。^[4]「勾配」が理想とわずかに異なる可能性があるという事実に対応するために、2つ以上の緩衝液が使用されます。この校正アプローチを実装するには、最初に電極を標準溶液に浸し、pHメーターで読み取ります。標準バッファの値と等しくなるように調整されます。次に、「スロープ」コントロールを使用して、2番目の標準緩衝液からの読み取り値がその溶液のpHに等しくなるように調整されます。詳細については、IUPACの推奨事項に記載されています。^{[4] 3}つ以上の緩衝液を使用する場合、電極は、観察されたpH値を標準の緩衝液値に対して直線にフィッティングすることによって較正されます。市販の標準緩衝液には通常、25°Cでの値​​と他の温度に適用される補正係数に関する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。

P [H]

これは1909年のSørensenの最初の定義であり^[13]、1924年にpHに取って代わられました。[H]は水素イオンの濃度であり、現代の化学では[H ⁺ ]と表され、濃度の単位があるように見えます。より正確には、希薄溶液中のH ^+の熱力学的活性は、[H ⁺ ] / c ₀に置き換える必要があります_。ここで、標準状態濃度c ₀ = 1 mol / Lです。この比率は、対数を定義できる純粋な数値です。

ただし、電極が水素イオン濃度で校正されている場合は、水素イオンの濃度を直接測定することができます。これを行うための1つの方法は、広く使用されており、既知の濃度の強酸の溶液を、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の濃度の強アルカリの溶液で滴定することです。酸とアルカリの濃度がわかっているので、水素イオンの濃度を簡単に計算して、測定された電位を濃度と相関させることができます。キャリブレーションは通常、グランプロットを使用して実行されます。^[14]したがって、この手順を使用することの効果は、活動を濃度の数値に等しくすることです。

ガラス電極（および他のイオン選択性電極）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。たとえば、海水サンプルのpHを測定したい場合、電極は、以下に詳述するように、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の差は非常に小さいです。pH = p [H] +0.04であると述べられています^[15]。両方のタイプの測定に「pH」という用語を使用するのが一般的な方法です。

pH指示薬

一般的な溶液の平均pH

物質	pH範囲	タイプ
バッテリー酸	<1	酸
胃酸	1.0 – 1.5
酢	2.5
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
純水	7	中性
海の水	7.5 – 8.4	ベース
アンモニア	11.0 – 11.5
漂白	12.5
灰汁	13.0 – 13.6

インジケーターは、pHによって色が変化するという事実を利用して、pHを測定するために使用できます。試験溶液の色を標準のカラーチャートと視覚的に比較することにより、最も近い整数に正確にpHを測定する手段が提供されます。比色計または分光光度計を使用して分光光度法で色を測定すると、より正確な測定が可能になります。 万能指示薬は、約pH2からpH10まで連続的に色が変化するような指示薬の混合物で構成されています。万能指示薬は、万能指示薬を含浸させた吸収紙から作られています。pHを測定する別の方法は、電子pHメーターを使用することです。

pOH

POHは時々 OH、水酸化物イオンの濃度の尺度として使用されています^- 。pOH値は、pH測定から導き出されます。水中の水酸化物イオンの濃度は、水素イオンの濃度に次のように関係しています。

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

ここで、K _Wは、であり、自己イオン化水の定数。対数を取る

${\ displaystyle {\ ce {pOH}} = {\ ce {p}} K _ {{\ ce {W}}}-{\ ce {pH}}}$

したがって、室温では、pOH≈14-pHです。ただし、この関係は、土壌の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。

極端なpH

約2.5未満（約0.003 mol dm ^-3酸）および約10.5を超える（約0.0003 mol dm ^-3アルカリ）pHの測定には 、ガラス電極を使用する場合、ネルンストの法則がこれらの条件下で破綻するため、特別な手順が必要です。さまざまな要因がこれに寄与しています。液間電位差がpHに依存しないと仮定することはできません。^[16]また、極端なpHは、溶液が濃縮されていることを意味するため、電極電位はイオン強度の変動の影響を受けます。高pHでは、電極が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「アルカリエラー」の影響を受ける可能性があります。⁺ソリューション内。^[17]これらの問題を部分的に克服する特別に構築された電極が利用可能です。

鉱山または鉱山尾鉱からの流出は、非常に低いpH値を生成する可能性があります。^[18]

非水溶液

水素イオン濃度（活性）は、非水溶媒で測定できます。活動は異なる標準状態に関連しているため、これらの測定値に基づくpH値は、水性pH値とは異なるスケールに属します。水素イオン活性、_{H ^+は}、定義することができる^{[19] [20]}のように：

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

ここで、μ _{H ^+で}ある化学ポテンシャル水素イオンの、${\ displaystyle \ mu _ {{\ ce {H +}}} ^ {\ ominus}}$は選択した標準状態での化学ポテンシャル、Rは気体定数、Tは熱力学的温度です。したがって、リオニウムイオンなどの溶媒和プロトンイオンが異なるため、異なるスケールのpH値を直接比較することはできず、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間スケールが必要になります。

pHは酸度関数の例です。他の酸度関数を定義できます。例えば、ハメットの酸度関数、H _0は、関連して開発された超酸。

統一された絶対pHスケール

2010年に、新しい「統一された絶対pHスケール」が提案されました。これにより、さまざまな溶液にわたるさまざまなpH範囲で、共通のプロトン参照標準を使用できるようになります。陽子の絶対化学ポテンシャルに基づいて開発されました。このモデルは、ルイス酸-塩基の定義を使用しています。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。^[21]

アプリケーション

純水は中性です。ときに酸を水に溶解し、pHが7未満（25°C）であろう。場合塩基、またはアルカリを、水に溶解し、pHが等の強酸、7. A液よりも大きくなる塩酸濃度1モルDMで、^-3強いの0 A溶液のpHを有します。濃度1mol dm ^-3の水酸化ナトリウムなどのアルカリのpHは14です。したがって、測定されたpH値はほとんど0〜14の範囲になりますが、負のpH値および14を超える値は完全に可能です。 pHは対数目盛であるため、1つのpH単位の差は、水素イオン濃度の10倍の差に相当します。

中性のpHは正確に7（25°C）ではありませんが、ほとんどの場合、これは適切な近似値です。中立性は、[H ⁺ ] = [OH ⁻ ]（またはアクティビティが等しい）の条件として定義されます。以来、自己解離は、これらの濃度の積を保持し、[H ⁺ ]×[OH ^- ] = K _wは、それが中性で[Hことがわかる、⁺ ] = [OH ^- ] = √ K _、W、またはpH = pK aを_w / 2。 pK _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も同様です。純水とNaClの溶液純水中では、水の解離により両方のイオンが同数生成されるため、両方とも中性です。水素及び水酸化物イオンの活性が依存するためしかし中性NaCl溶液のpHが中性の純水とはわずかに異なるであろうイオン強度Kので、_wはイオン強度に応じて変化します。

純水が空気にさらされると、弱酸性になります。これは、水が空気から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（本質的に炭酸を生成します）。

${\ displaystyle {\ ce {CO2 + H2O <=> HCO3 ^-+ H +}}}$

土壌のpH

土壌pH範囲の分類

米国農務省の自然資源保護局（以前の土壌保護局）は、土壌のpH範囲を次のように分類しています。 ^[22]

宗派	pH範囲
超酸性	<3.5
非常に酸性	3.5〜4.4
非常に強い酸性	4.5〜5.0
強酸性	5.1〜5.5
中程度の酸性	5.6〜6.0
やや酸性	6.1〜6.5
中性	6.6〜7.3
ややアルカリ性	7.4〜7.8
中程度のアルカリ性	7.9〜8.4
強アルカリ性	8.5〜9.0
非常に強アルカリ性	> 9.0

ヨーロッパでは、表土のpHは、土壌の母材、侵食の影響、気候、植生の影響を受けます。ヨーロッパの表土pHの最近の地図^[23]は、地中海、ハンガリー、東ルーマニア、北フランスのアルカリ性土壌を示しています。スカンジナビア諸国、ポルトガル、ポーランド、北ドイツには、より酸性の土壌があります。

土壌pHの測定

畑の土壌は、砂、シルト、粘土、微生物、植物の根、その他の無数の生きた細胞と腐敗した有機物からなる不均一なコロイド系です。土壌のpHは、土壌や環境の科学者、農民、エンジニアが関心を持つ無数のプロセスや特性に影響を与えるマスター変数です。^[24]このような複雑なシステムにおけるH ^+の濃度を定量化するために、特定の土壌層位からの土壌サンプルが実験室に運ばれ、そこで均質化され、ふるいにかけられ、分析前に乾燥されることがあります。 （最良のフィールド条件を表すために、例えば、5gのフィールド湿った）は、土の塊を蒸留水または0.01 M塩化カルシウムスラリーに混合される₂（例、10mL）。よく混合した後、懸濁液を激しく攪拌し、15〜20分間放置します。その間、砂とシルトの粒子が沈殿し、粘土やその他のコロイドが水相と呼ばれる上にある水に懸濁したままになります。 pHメーターに接続されたpH電極は、水相の上部に挿入される前に、既知のpH（たとえば、pH 4および7）の緩衝液で較正され、pHが測定されます。組み合わせpH電極は、H ^+の両方を組み込んでいます検出電極（ガラス電極）と、pHに影響されない参照電圧と塩橋を水素電極に提供する参照電極。他の構成では、ガラス電極と参照電極は別々であり、2つのポートでpHメーターに取り付けられます。 pHメーターは、2つの電極間の電位（電圧）差を測定し、それをpHに変換します。個別の参照電極は通常カロメル電極であり、銀-塩化銀電極が組み合わせ電極で使用されます。^[24]

上記の方法で土壌のpHを操作上定義することには多くの不確実性があります。ガラス電極と参照電極の間の電位差が測定されるため、H ⁺の活性は、濃度ではなく実際に定量化されています。 H ⁺活性は、「有効H ⁺濃度」と呼ばれることもあり、プロトンの化学ポテンシャルと、固相と平衡状態にある土壌溶液中で化学的および電気的作業を行う能力に直接関係しています。^[25]粘土と有機物粒子は、その表面に負の電荷を有する、及びH ⁺それらに引き付けイオンはHと平衡状態にあります⁺土壌溶液中のイオン。測定されたpHは、定義上、水相でのみ定量化されますが、得られる値は、土壌コロイドの存在と性質、および水相のイオン強度に影響されます。スラリー中の水と土壌の比率を変えると、水とコロイドの平衡、特にイオン強度が乱れるため、pHが変わる可能性があります。水の代わりに0.01M CaCl _2を使用すると、水と土壌の比率のこの影響がなくなり、植物の根の成長、根圏と微生物の活動、排水の酸性度、および化学プロセスに関連する「土壌pH」のより一貫した概算が得られます。土の中で。 0.01 M CaCl ₂を使用すると、水相のすべての可溶性イオンがコロイド表面に近づき、H ⁺が可能になります。それらの近くで測定される活動。これにより、0.01 M CaCl ₂溶液を使用すると、特に多様な土壌サンプルを空間と時間で比較する場合に、H ⁺活性のより一貫した定量的推定が可能になります。

自然界のpH

pH指示薬として使用できるpH依存性の植物色素は、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、多くの植物に見られます。柑橘系の果物のジュースは、主にクエン酸を含んでいるため酸性です。他のカルボン酸は多くの生体系で発生します。たとえば、乳酸は筋肉の活動によって生成されます。ATPなどのリン酸誘導体のプロトン化の状態はpHに依存します。酸素輸送酵素の機能ヘモグロビンは、ルート効果として知られるプロセスでpHの影響を受けます。

海水

海水のpHは通常、7.5から8.4の範囲に制限されています。^[26]それは海洋の炭素循環において重要な役割を果たしており、二酸化炭素排出によって引き起こされた継続的な海洋酸性化の証拠があります。^[27]しかし、pH測定は海水の化学的性質によって複雑であり、化学海洋学にはいくつかの異なるpHスケールが存在します。^[28]

IUPACは、pHスケールの運用上の定義の一部として、さまざまなpH値（多くの場合、NBSまたはNISTの指定で示されます）にわたる一連の緩衝液を定義します。これらの溶液は、海水（約0.7）に比べてイオン強度が比較的低く（約0.1）、その結果、イオン強度の違いが電極電位の変化を引き起こすため、海水のpHの特性評価に使用することはお勧めしません。。この問題を解決するために、人工海水に基づく代替の一連のバッファーが開発されました。^[29]この新シリーズは、サンプルとバッファ間のイオン強度差の問題を解決し、新しいのpHスケールは、多くの場合、pHが表記の総規模'と呼ばれる_T。総スケールは、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経験します、H ⁺ + SO²⁻
₄ ⇌HSO⁻
₄、合計スケールにプロトン（遊離水素イオン）と硫酸水素イオンの両方の効果が含まれるように：

[H ⁺ ] _T = [H ⁺ ] _F + [HSO⁻
₄]

代替スケールである「フリースケール」は、しばしば「pH _F」と表され、この考慮事項を省略し、[H ⁺ ] _Fのみに焦点を当て、原則として水素イオン濃度のより単純な表現にします。[H ⁺ ] _Tのみを決定できるため、^[30]したがって、[H ⁺ ] _Fは[SOを使用して推定する必要があります。²⁻
₄]およびHSOの安定度定数⁻
₄、K^*
_S：

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

ただし、Kを推定することは困難です^*
_S 海水中では、他の方法ではより単純なフリースケールの有用性が制限されます。

しばしば「pHが示さ「海水スケール」として知られている別の尺度、_SWSは、」水素イオンとの間に、さらにプロトン関係を考慮したフッ化物イオン、H ⁺ + F ^- ⇌HF。[H ⁺ ] _SWSの結果は次のようになります。

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

ただし、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量に依存します。たとえば、海水では、硫酸イオンはフッ化物よりもはるかに高い濃度（> 400倍）で発生します。結果として、ほとんどの実用的な目的では、総スケールと海水スケールの差は非常に小さいです。

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 [H ⁺ ] _F

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

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

実際には、3つの海水pHスケールは、最大0.12 pH単位だけ値が異なります。この差は、特に海洋の炭酸塩システムに関して、通常必要とされるpH測定の精度よりもはるかに大きくなります。^[28]硫酸イオンとフッ化物イオンの考慮が省略されているため、フリースケールは合計スケールと海水スケールの両方とは大幅に異なります。フッ化物イオンは比較的重要ではないため、総スケールと海水スケールの違いはごくわずかです。

生活システム

生体系のpH ^[31]

区画	pH
胃酸	1.5-3.5 [32]
リソソーム	4.5
人間の皮膚	4.7 [33]
クロム親和性細胞の顆粒	5.5
尿	6.0
サイトゾル	7.2
血液（自然pH）	7.34〜7.45
脳脊髄液（CSF）	7.5
ミトコンドリアマトリックス	7.5
膵臓の分泌物	8.1

さまざまな細胞内コンパートメント、体液、および臓器のpHは、通常、酸塩基ホメオスタシスと呼ばれるプロセスで厳密に制御されます。酸塩基ホメオスタシスの最も一般的な障害はアシドーシスです。これは、体内の酸の過負荷を意味し、一般にpHが7.35を下回ることで定義されます。アルカローシスは逆の状態で、血液のpHが過度に高くなります。

血液のpHは通常わずかに塩基性で、pHは7.365です。この値は、生物学や医学では生理学的pHと呼ばれることがよくあります。歯垢は、脱灰による虫歯を引き起こす可能性のある局所的な酸性環境を作り出す可能性があります。酵素やその他のタンパク質は最適なpH範囲を持っており、この範囲外では不活化または変性する可能性があります。

pHの計算

酸および/または塩基を含む溶液のpHの計算は、化学種の計算、つまり、溶液中に存在するすべての化学種の濃度を計算するための数学的手順の例です。手順の複雑さは、ソリューションの性質によって異なります。強酸および強塩基の場合、極端な状況を除いて計算は必要ありません。弱酸を含む溶液のpHには、2次方程式の解が必要です。弱塩基を含む溶液のpHには、3次方程式の解が必要な場合があります。一般的なケースでは、一連の非線形 連立方程式の解が必要です。

複雑な要因は、水自体が弱酸と弱塩基であるということです（両性を参照）。それは平衡に従って 解離します

${\ displaystyle {\ ce {2H2O <=> H3O +（aq）+ OH ^-（aq）}}}$

解離定数、Kは、_wはとして定義され

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

ここで、[H ^+は、水性の濃度を表し、ヒドロニウムイオン及び[OH ^- ]の濃度を表し水酸化物イオン。この平衡は、高pHで、溶質濃度が非常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、実用的な目的のために、水中で完全に解離する化合物です。通常の状況では、これは酸性溶液中の水素イオンの濃度が酸の濃度に等しいと見なすことができることを意味します。その場合、pHは濃度値の対数を引いたものに等しくなります。塩酸（HCl）は強酸の一例です。塩酸の0.01M溶液のpH -logに等しい₁₀はpH = 2である（0.01）、水酸化ナトリウムは、NaOHを、強塩基の例です。水酸化ナトリウムの0.01M溶液のP [OH]の値は-logに等しい₁₀（0.01）、つまり、p [OH] = 2。上記のp [OH]の定義から、これはpHが約12に等しいことを意味します。高濃度の水酸化ナトリウムの溶液の場合、自己イオン化平衡は次のようになります。考慮に入れられます。

濃度が極端に低い場合は、自己イオン化も考慮する必要があります。たとえば、5×10 ^-8 Mの濃度の塩酸の溶液を考えてみます。上記の簡単な手順は、pHが7.3であることを示しています。酸性溶液のpHは7未満である必要があるため、これは明らかに間違っています。システムを塩酸と両性物質の水の混合物として扱うと、pHは6.89になります。^[34]

弱い酸と塩基

弱酸または弱塩基の共役酸は、同じ形式を使用して処理できます。

${\ displaystyle {\ begin {cases} {\ ce {Acid：}}＆{\ ce {HA <=> H + + A ^-}} \\ {\ ce {Base：}}＆{\ ce {HA + < => H + + A}} \ end {cases}}}$

まず、酸解離定数は次のように定義されます。一般性のために、後続の式から電荷は省略されています。

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

その値は実験によって決定されたと想定されます。そのため、計算によって決定する3つの未知の濃度、[HA]、[H ⁺ ]、および[A ⁻ ]があります。2つの追加の方程式が必要です。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。一部のテキストでは、1つの物質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、このような単純なケースには十分ですが、以下のようなより複雑なケースに適用するのはより困難です。K _aを定義する方程式とともに、3つの未知数に3つの方程式があります。酸が水に溶解している場合_CA = C _H = C _a、酸の濃度、したがって[A] = [H]。さらに代数的操作を行った後、水素イオン濃度の方程式を得ることができます。

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

この二次方程式を解くと、水素イオン濃度が得られ、したがってp [H]、またはより大まかに言えばpHが得られます。この手順は、に示されているICEテーブルもいくつかの追加の（強い）酸またはアルカリがあるシステムは、Cに追加されたときのpHを計算するために使用することができる_A ≠C _H。

たとえば、安息香酸の0.01M溶液のpHはいくつですか、pK _a = 4.19？

• ステップ1： ${\ displaystyle K_ {a} = 10 ^ {-4.19} = 6.46 \ times 10 ^ {-5}}$
• ステップ2：二次方程式を設定します。 ${\ displaystyle [{\ ce {H}}] ^ {2} + 6.46 \ times 10 ^ {-5} [{\ ce {H}}]-6.46 \ times 10 ^ {-7} = 0}$
• 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、水素の物質収支方程式に追加の項が追加されます。水酸化物の添加は水素イオン濃度を低下させるため、水酸化物イオン濃度は自己イオン化平衡によって次のように制約されます。${\ displaystyle {\ frac {K_ {w}} {{\ ce {[H +]}}}}}$

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

この場合、[H]の結果の方程式は3次方程式です。

一般的な方法

多塩基酸などの一部のシステムは、スプレッドシートの計算に適しています。^[35] 3つ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複合体が形成される場合は、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つの試薬を使用する場合、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、各試薬の物質収支方程式を書き留めます。

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

各安定度定数が活動ではなく濃度の商として定義されていることを除いて、これらの方程式には近似が含まれていないことに注意してください。アクティビティを使用する場合は、はるかに複雑な式が必要になります。

が3である非線形 連立方程式3つの未知数では、[A]、[B]、および[H]。方程式は非線形であり、濃度は10の累乗の範囲に及ぶ可能性があるため、これらの方程式の解は簡単ではありません。ただし、これらの計算を実行するために使用できる多くのコンピュータプログラムが利用可能です。3つ以上の試薬が存在する場合があります。この形式を使用し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ける重要な要素です。

も参照してください

• アルカリ性ダイエット
• 動脈血ガス
• 化学平衡
• pCO2

注意事項

参考文献

外部リンク

ScholiaにはpH （Q40936）のプロファイルがあります。

• Chem1仮想教科書、酸塩基平衡と計算
• 赤キャベツpH指示薬
• 食品および食品–pH値
• 約100の無機酸、塩基、および塩用のオンラインpH計算機
• 平均pHの計算