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pH計算ツール（計算過程つき）

計算したい内容を選んでください。強酸・弱酸・強塩基・弱塩基とその濃度から、またはpH・pOH・濃度の換算から計算できます。pH、pOH、[H₃O⁺]、[OH⁻]と、すべての計算過程が表示されます。

mol/L
25 °Cの表の値（CRC Handbook）
任意の値のみ。例：4.76、Kaなら1.75e-5
入力内容はこのブラウザーにのみ保存されます。

結果

pH
2.88
液性
酸性（pH < 7）
オキソニウムイオン濃度 [H₃O⁺]
0.00131 mol/L
pOH
11.12
水酸化物イオン濃度 [OH⁻]
7.636 · 10⁻¹² mol/L
比較：近似式
pH ≈ 2.88
電離度 α
1.31 %
計算過程
  • 25 °Cでの水のイオン積：Kw = [H₃O⁺] · [OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴。したがってpH + pOH = 14。
  • 酸の電離定数：pKa = 4.760 → Ka = 10^(−pKa) = 1.738 · 10⁻⁵
  • x = [H₃O⁺] = [A⁻]、[HA] = c − x とすると：Ka = x² / (c − x) → x² + Ka · x − Ka · c = 0 → x = (−Ka + √(Ka² + 4 · Ka · c)) / 2 = (−1.738 · 10⁻⁵ + √(1.738 · 10⁻⁵² + 4 · 1.738 · 10⁻⁵ · 0.1)) / 2 = 0.00131 mol/L
  • pH = −log [H₃O⁺] = −log 0.00131 = 2.883
  • pOH = 14 − pH = 14 − 2.883 = 11.117
  • [OH⁻] = Kw / [H₃O⁺] = 10⁻¹⁴ / 0.00131 = 7.636 · 10⁻¹² mol/L
  • 比較：x ≪ c のときの近似式 pH ≈ ½ · (pKa − log c) = ½ · (4.760 − log 0.1) = 2.880

計算方法

pHとは・pHの計算方法

pHは水素イオン（オキソニウムイオン）濃度の常用対数にマイナスを付けた値です：pH = −log [H₃O⁺]（教科書では[H⁺]と書くことも多く、同じ意味です。厳密には活量ですが、薄い溶液ではほぼ等しくなります）。同様にpOH = −log [OH⁻]です。水自身もわずかに電離しており、25 °Cでの水のイオン積はKw = [H₃O⁺] · [OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴、したがってpH + pOH = 14です。Kwは温度で変わるため、ここではすべて25 °Cとして計算しています。

計算の手順

  1. 「何を計算しますか？」で、強酸・弱酸・強塩基・弱塩基、または換算を選びます。
  2. 濃度をmol/Lで入力します。弱酸・弱塩基は一覧から物質を選ぶか、pKa・Ka（pKb・Kb）を入力します。
  3. pH、pOH、[H₃O⁺]、[OH⁻]と計算過程を確認します。

強酸・強塩基のpH

HCl、HNO₃、HClO₄などの強酸はH⁺を完全に放出するので、[H₃O⁺] = c（1価の場合）です。例：0.01 mol/Lの塩酸はpH = −log 0.01 = 2。NaOHなどの強塩基は[OH⁻] = cなので、0.001 mol/Lの水酸化ナトリウム水溶液はpOH = 3、pH = 14 − 3 = 11です。Ca(OH)₂は1組成式あたり2個のOH⁻を放出します。

非常に薄い溶液：約10⁻⁶ mol/L以下では、水の電離によるH₃O⁺が無視できなくなります。厳密には[H₃O⁺] = (c + √(c² + 4 · Kw)) / 2で、10⁻⁸ mol/Lの塩酸のpHは8ではなく6.98です。

硫酸（H₂SO₄）：「2価・簡略計算」は2個のH⁺がどちらも完全に電離するとして計算します。第2段階（HSO₄⁻、pKa ≈ 2）は一部しか電離しないため、これは近似です。ツールはその旨を表示します。

弱酸のpH：厳密解と近似式

弱酸HAは一部しか電離しません。x = [H₃O⁺] = [A⁻]とすると、電離定数の式Ka = x² / (c − x)から二次方程式x² + Ka·x − Ka·c = 0が得られ、その解は

x = (−Ka + √(Ka² + 4 · Ka · c)) / 2

です。xがcよりずっと小さい（電離度αが小さい）場合は、おなじみの近似式[H⁺] = √(c · Ka)、つまりpH = ½ · (pKa − log c)になります。例：酢酸 c = 0.1 mol/L、pKa = 4.76。Ka = 10^(−4.76) = 1.738 × 10⁻⁵、x = (−1.738 × 10⁻⁵ + √(3.02 × 10⁻¹⁰ + 6.951 × 10⁻⁶)) / 2 = 1.310 × 10⁻³ mol/L → pH = 2.88。近似式でも½ · (4.76 + 1) = 2.88です。電離しているのは約1 %なので近似が成り立ちます。約5 %を超える（比較的強い弱酸、非常に低い濃度）と近似はずれ始め、ツールは注意を表示します。

弱塩基のpH

弱塩基Bも同じように、Kbと[OH⁻]で計算します：x = (−Kb + √(Kb² + 4 · Kb · c)) / 2、pOH = −log x、pH = 14 − pOH。例：0.1 mol/Lのアンモニア水、pKb = 4.75。厳密には[OH⁻] = 1.325 × 10⁻³ mol/L、pOH = 2.878、pH = 11.12です。近似式ではpOH = ½ · (4.75 + 1) = 2.875、pH 11.125（11.13とされることが多い）です。共役な酸と塩基ではpKa + pKb = 14です（NH₄⁺：pKa = 9.25）。

pKaとpKbの値（25 °C）

酸pKa塩基pKb
リン酸 H₃PO₄（第1段階）2.16ジメチルアミン3.27
フッ化水素酸 HF3.20メチルアミン3.34
亜硝酸 HNO₂3.25エチルアミン3.35
ギ酸 HCOOH3.75トリメチルアミン4.20
安息香酸4.204アンモニア NH₃4.75
酢酸 CH₃COOH4.756ヒドラジン N₂H₄5.9
炭酸 H₂CO₃（第1段階）6.35ピリジン8.77
次亜塩素酸 HOCl7.40アニリン9.4
シアン化水素 HCN9.21

出典：CRC Handbook of Chemistry and Physics 第84版（2004年）、Chemistry LibreTextsの表E1・E2に掲載。資料によっては測定条件の違いで値がわずかに異なります（酢酸なら4.75または4.76など）。

よくある質問

強酸のpHはどう計算しますか？

1価の強酸では[H₃O⁺]が濃度と等しいので、pH = −log cです。0.01 mol/LのHClはpH = −log 0.01 = 2、0.001 mol/LのHClはpH 3です。

弱酸のpHの計算方法は？

厳密には二次方程式の解x = (−Ka + √(Ka² + 4·Ka·c)) / 2を使い、pH = −log xです。電離度が約5 %未満なら、近似式[H⁺] = √(c·Ka)、つまりpH = ½ · (pKa − log c)で十分です。0.1 mol/Lの酢酸はpH ≈ 2.88です。

pHから水素イオン濃度やpOHを求めるには？

25 °CではpH + pOH = 14、[H₃O⁺] = 10^(−pH)、[OH⁻] = 10^(−pOH)です。pH 4なら[H₃O⁺] = 10⁻⁴ mol/L、pOH = 10、[OH⁻] = 10⁻¹⁰ mol/Lです。

pKaとKaの違いは何ですか？

Kaは酸の電離定数で、pKa = −log Kaです。pKaが小さいほど強い酸です。Ka = 1.75 × 10⁻⁵はpKa = 4.76に当たります。ツールはどちらの形でも入力できます。

とても薄い塩酸のpHが8にならないのはなぜですか？

水自身が10⁻⁷ mol/LのH₃O⁺を供給しているからです。10⁻⁸ mol/LのHClでは水素イオンの大部分が水に由来し、厳密なpHは6.98です。酸を加えて溶液が塩基性になることはありません。

pH + pOHは常に14ですか？

25 °Cの場合だけです。Kwは温度によって変わり、高温ではKwが大きくなって中性のpHは7より小さくなります。このツールはKw = 1.0 × 10⁻¹⁴（25 °C）で計算しています。

出典・根拠

更新日：

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