ホーム 化学・生物 電離度（電離百分率）計算機 作成日: 2026年6月17日 17:24 電離度（電離百分率）計算機 入力 酸解離定数1.8e-5初濃度0.1 M 化学・生物 電離度（電離百分率）計算機 弱い 1 価の酸について、酸解離定数 Ka と初濃度から電離度（電離百分率）を求めます。Ka = x²/(c − x) を厳密に解いて水素イオン濃度を求め、電離した割合とともに [H⁺] と pH を表示します。 入力 酸解離定数 弱酸 HA の酸解離定数 Ka です。プロトンをどれだけ放出しやすいかを表す無次元の数で、Ka が大きいほど強い酸です。酢酸では Ka = 1.8 × 10⁻⁵ です。 初濃度 M 電離が起こる前の弱酸の初めのモル濃度 c で、mol/L で表します。これは調製した形式濃度（分析濃度）であり、未電離の HA の平衡濃度ではありません。 結果 値を入力すると計算結果が表示されます。 電離度 % 平衡で電離する酸の割合 α = ([H⁺]/c) × 100 です。溶けている酸分子のうち、実際にプロトンを放出したものの割合を示します。 詳細 水素イオン濃度 M 平衡における水素イオン濃度 [H⁺] = x です。希薄近似 x ≈ √(Ka·c) を使わず、Ka = x²/(c − x) を厳密に解いて求めます。 pH 溶液の pH です。pH = −log₁₀[H⁺] で、平衡の水素イオン濃度から計算します。 共有 レポートを印刷 リセット 埋め込み この計算機を埋め込む プレビュー このコードをページに貼り付けると計算機を表示できます。 コードをコピー この計算を共有 このリンクを開くと、入力した値がそのまま表示されます。 リンクをコピー 共有する XFacebookLINE メール 最終更新: 2026-06-16 電離度が示すもの 弱い 1 価の酸は水中で完全には解離せず、平衡状態にあります。 HA⇌H++A−\text{HA} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{A}^-HA⇌H++A− 電離度は、この平衡がどれだけ右に偏っているか、つまり溶けた酸分子のうち実際にプロトンを放出したものの割合を表します。強酸は事実上 100% 電離し、弱酸はふつう 1% 未満から数% しか電離しません。 記号量単位Ka酸解離定数無次元c初濃度mol/L[H⁺]平衡の水素イオン濃度mol/Lα電離度% 厳密な平衡 平衡で x=[H+]=[A−]x = [\text{H}^+] = [\text{A}^-] とすると、未電離の酸は c−xc - x になります。酸解離定数は次のとおりです。 Ka=x2c−xK_a = \frac{x^2}{c - x}Ka=c−xx2 2 次方程式に整理し、物理的に意味のある（正の）根をとると、水素イオン濃度の厳密な表式が得られます。 [H+]=−Ka+Ka2+4Kac2[\text{H}^+] = \frac{-K_a + \sqrt{K_a^2 + 4 K_a c}}{2}[H+]=2−Ka+Ka2+4Kac 電離度と pH はこれから直接求まります。 α=[H+]c×100pH=−log10[H+]\alpha = \frac{[\text{H}^+]}{c} \times 100 \qquad pH = -\log_{10}[\text{H}^+]α=c[H+]×100pH=−log10[H+] この計算機は 2 次方程式を厳密に解くため、よく使われる近道 [H+]≈Kac[\text{H}^+] \approx \sqrt{K_a c} がずれてしまう場合でも正確さを保ちます。 計算例 酢酸の Ka=1.8×10−5K_a = 1.8 \times 10^{-5} です。0.10 mol/L の溶液を調製したとき、どれだけ電離しているでしょうか。 [H+]=−1.8×10−5+(1.8×10−5)2+4(1.8×10−5)(0.10)2≈1.33×10−3 mol/L[\text{H}^+] = \frac{-1.8 \times 10^{-5} + \sqrt{(1.8 \times 10^{-5})^2 + 4 (1.8 \times 10^{-5})(0.10)}}{2} \approx 1.33 \times 10^{-3}\ \text{mol/L}[H+]=2−1.8×10−5+(1.8×10−5)2+4(1.8×10−5)(0.10)≈1.33×10−3 mol/L α=1.33×10−30.10×100≈1.33%pH=−log10(1.33×10−3)≈2.87\alpha = \frac{1.33 \times 10^{-3}}{0.10} \times 100 \approx 1.33\% \qquad pH = -\log_{10}(1.33 \times 10^{-3}) \approx 2.87α=0.101.33×10−3×100≈1.33%pH=−log10(1.33×10−3)≈2.87 つまり酢酸分子のうち電離しているのは約 1.3% にすぎず、残りは溶液中で未電離のまま残っています。 希釈で電離度が上がる理由 弱酸の有名な特徴です。溶液を希釈すると、絶対的な水素イオン濃度は下がるのに、電離度は上がります。水を加えると溶けているすべての化学種の濃度が下がり、ルシャトリエの原理によって平衡は変化を部分的に打ち消すため、溶けた粒子がより多い側（電離した側）へ移動します。 近似 α≈Ka/c\alpha \approx \sqrt{K_a / c} がこの傾向をとらえます。電離度は 1/c1/\sqrt{c} に比例します。濃度を 10 分の 1 にすると、電離度はおよそ 10≈3.2\sqrt{10} \approx 3.2 倍に上がります。計算機で濃度を下げて、値が上がる様子を確かめてみてください。 強い酸ほどよく電離する 濃度を固定すると、酸の KaK_a が大きいほど電離度は大きくなります。ギ酸（Ka≈1.8×10−4K_a \approx 1.8 \times 10^{-4}）は酢酸の KaK_a のおよそ 10 倍で、同じ希釈度でも顕著に多く電離します。さらに強い側へ進み、解離が事実上完全な HCl のような強酸になると、電離度は単純に 100% に近づき、平衡を用いた扱いはもはや必要なくなります。 よくある質問 (FAQ)電離度はどのように計算しますか？弱い 1 価の酸 HA ⇌ H⁺ + A⁻ について、x = [H⁺] = [A⁻]、未電離の酸を c − x として平衡を設定します。酸解離定数は Ka = x²/(c − x) です。この 2 次方程式を厳密に解くと x = (−Ka + √(Ka² + 4·Ka·c)) / 2 が得られます。電離度は α = ([H⁺]/c) × 100 です。この計算機は 2 次方程式を厳密に解くため、よく使われる近似 x ≈ √(Ka·c) が破綻する場合でも正確さを保ちます。例として、酢酸（Ka = 1.8 × 10⁻⁵）の 0.10 mol/L 溶液は約 1.33% 電離します。 電離度とは何を意味しますか？電離度とは、弱酸の分子のうち平衡で実際にイオンに分かれたものの割合を百分率で表したものです。強酸は事実上 100% 電離し、すべての分子がプロトンを供与します。弱酸は一部しか解離しないため、0.10 mol/L の酢酸溶液はおよそ 1.33% にとどまります。酢酸の大部分は未電離の分子のまま残っています。酸の Ka が大きいほど、ある濃度における電離度は高くなります。 なぜ弱酸を希釈すると電離度が上がるのですか？弱酸を希釈すると、絶対的な [H⁺] は下がるにもかかわらず、電離度は上がります。理由はルシャトリエの原理です。水を加えると溶けているすべての化学種の濃度が下がり、平衡 HA ⇌ H⁺ + A⁻ は希釈を部分的に打ち消すため、溶けた粒子がより多い側（電離した側）へ移動します。数式の上では、近似 α ≈ √(Ka/c) において電離度は 1/√c に比例するので、濃度を 10 分の 1 にすると電離度はおよそ √10 ≈ 3.2 倍になります。計算機で濃度を下げて、その効果を確かめてみてください。 強酸と弱酸では電離はどう違いますか？HCl や HNO₃ のような強酸は水中でほぼ完全に解離するため、電離度は 100% に近く、[H⁺] は形式濃度に等しくなります。酢酸、ギ酸、フッ化水素酸のような弱酸は Ka が小さく一部しか電離せず、通常の濃度ではしばしば 1% 未満から数% にとどまります。この計算機は厳密な平衡解が必要となる弱い 1 価の酸を対象としています。強酸の場合、電離度は単純に 100% とみなします。 次のおすすめ pH の計算 溶液の pH・pOH・[H⁺]・[OH⁻] を計算する。水素イオン濃度・水酸化物イオン濃度・pH・pOH のいずれかを入力すると、25 °C での残り 3 つを求めます。 詳しく解説ヘンダーソン・ハッセルバルヒの式 pKa と共役塩基／弱酸の濃度比から緩衝液の pH を計算する。pH = pKa + log([A⁻]/[HA]) を用います。 詳しく解説モル濃度の計算 M = n ÷ V でモル濃度（mol/L）・物質量・溶液の体積を求める。3 量のうち 2 つを入力し、残り 1 つを算出します。 詳しく解説 200+ ツール · 10 言語対応 · 完全無料 溶液の他の計算 Ka から pKa への変換pH の計算ppm 濃度の計算ヘンダーソン・ハッセルバルヒの式モル濃度の計算電離度（電離百分率）計算機 +8 more Show less ラウールの法則による計算ランベルト・ベールの法則 計算機希釈の計算規定度計算機質量パーセント濃度の計算質量モル濃度の計算浸透圧の計算溶解度積（Ksp）計算機 化学・生物の他のカテゴリ 化学量論 アトムエコノミーの計算モル計算質量パーセント組成の計算収率の計算滴定の計算平均原子量計算機理論収量の計算熱力学 アレニウス式による計算ギブズ自由エネルギーの計算クラウジウス・クラペイロンの式 計算機ネルンスト方程式による計算ファントホッフの式の計算起電力からのギブズ自由エネルギーの計算起電力からの平衡定数の計算凝固点降下の計算反応エンタルピー（熱量測定）計算機標準起電力の計算沸点上昇の計算平衡定数の計算すべてのツール グレアムの噴散の法則 計算機ドルトンの分圧の法則 計算機ファラデーの電気分解の法則 計算機ファンデルワールスの状態方程式計算機ボイル・シャルルの法則リュードベリの式 計算機一次反応の積分形速度式の計算気体の密度の計算形式電荷の計算二次反応の積分形速度式の計算半減期の計算不飽和度の計算平均反応速度の計算理想気体の状態方程式零次反応の積分形速度式の計算 この計算機は役に立ちましたか？ 役に立った 改善が必要 改善が必要 どのような点が改善されると良いですか？ フィードバックを送信 Powered by OneCalc ↗
最終更新: 2026-06-16 電離度が示すもの 弱い 1 価の酸は水中で完全には解離せず、平衡状態にあります。 HA⇌H++A−\text{HA} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{A}^-HA⇌H++A− 電離度は、この平衡がどれだけ右に偏っているか、つまり溶けた酸分子のうち実際にプロトンを放出したものの割合を表します。強酸は事実上 100% 電離し、弱酸はふつう 1% 未満から数% しか電離しません。 記号量単位Ka酸解離定数無次元c初濃度mol/L[H⁺]平衡の水素イオン濃度mol/Lα電離度% 厳密な平衡 平衡で x=[H+]=[A−]x = [\text{H}^+] = [\text{A}^-] とすると、未電離の酸は c−xc - x になります。酸解離定数は次のとおりです。 Ka=x2c−xK_a = \frac{x^2}{c - x}Ka=c−xx2 2 次方程式に整理し、物理的に意味のある（正の）根をとると、水素イオン濃度の厳密な表式が得られます。 [H+]=−Ka+Ka2+4Kac2[\text{H}^+] = \frac{-K_a + \sqrt{K_a^2 + 4 K_a c}}{2}[H+]=2−Ka+Ka2+4Kac 電離度と pH はこれから直接求まります。 α=[H+]c×100pH=−log10[H+]\alpha = \frac{[\text{H}^+]}{c} \times 100 \qquad pH = -\log_{10}[\text{H}^+]α=c[H+]×100pH=−log10[H+] この計算機は 2 次方程式を厳密に解くため、よく使われる近道 [H+]≈Kac[\text{H}^+] \approx \sqrt{K_a c} がずれてしまう場合でも正確さを保ちます。 計算例 酢酸の Ka=1.8×10−5K_a = 1.8 \times 10^{-5} です。0.10 mol/L の溶液を調製したとき、どれだけ電離しているでしょうか。 [H+]=−1.8×10−5+(1.8×10−5)2+4(1.8×10−5)(0.10)2≈1.33×10−3 mol/L[\text{H}^+] = \frac{-1.8 \times 10^{-5} + \sqrt{(1.8 \times 10^{-5})^2 + 4 (1.8 \times 10^{-5})(0.10)}}{2} \approx 1.33 \times 10^{-3}\ \text{mol/L}[H+]=2−1.8×10−5+(1.8×10−5)2+4(1.8×10−5)(0.10)≈1.33×10−3 mol/L α=1.33×10−30.10×100≈1.33%pH=−log10(1.33×10−3)≈2.87\alpha = \frac{1.33 \times 10^{-3}}{0.10} \times 100 \approx 1.33\% \qquad pH = -\log_{10}(1.33 \times 10^{-3}) \approx 2.87α=0.101.33×10−3×100≈1.33%pH=−log10(1.33×10−3)≈2.87 つまり酢酸分子のうち電離しているのは約 1.3% にすぎず、残りは溶液中で未電離のまま残っています。 希釈で電離度が上がる理由 弱酸の有名な特徴です。溶液を希釈すると、絶対的な水素イオン濃度は下がるのに、電離度は上がります。水を加えると溶けているすべての化学種の濃度が下がり、ルシャトリエの原理によって平衡は変化を部分的に打ち消すため、溶けた粒子がより多い側（電離した側）へ移動します。 近似 α≈Ka/c\alpha \approx \sqrt{K_a / c} がこの傾向をとらえます。電離度は 1/c1/\sqrt{c} に比例します。濃度を 10 分の 1 にすると、電離度はおよそ 10≈3.2\sqrt{10} \approx 3.2 倍に上がります。計算機で濃度を下げて、値が上がる様子を確かめてみてください。 強い酸ほどよく電離する 濃度を固定すると、酸の KaK_a が大きいほど電離度は大きくなります。ギ酸（Ka≈1.8×10−4K_a \approx 1.8 \times 10^{-4}）は酢酸の KaK_a のおよそ 10 倍で、同じ希釈度でも顕著に多く電離します。さらに強い側へ進み、解離が事実上完全な HCl のような強酸になると、電離度は単純に 100% に近づき、平衡を用いた扱いはもはや必要なくなります。 よくある質問 (FAQ)電離度はどのように計算しますか？弱い 1 価の酸 HA ⇌ H⁺ + A⁻ について、x = [H⁺] = [A⁻]、未電離の酸を c − x として平衡を設定します。酸解離定数は Ka = x²/(c − x) です。この 2 次方程式を厳密に解くと x = (−Ka + √(Ka² + 4·Ka·c)) / 2 が得られます。電離度は α = ([H⁺]/c) × 100 です。この計算機は 2 次方程式を厳密に解くため、よく使われる近似 x ≈ √(Ka·c) が破綻する場合でも正確さを保ちます。例として、酢酸（Ka = 1.8 × 10⁻⁵）の 0.10 mol/L 溶液は約 1.33% 電離します。 電離度とは何を意味しますか？電離度とは、弱酸の分子のうち平衡で実際にイオンに分かれたものの割合を百分率で表したものです。強酸は事実上 100% 電離し、すべての分子がプロトンを供与します。弱酸は一部しか解離しないため、0.10 mol/L の酢酸溶液はおよそ 1.33% にとどまります。酢酸の大部分は未電離の分子のまま残っています。酸の Ka が大きいほど、ある濃度における電離度は高くなります。 なぜ弱酸を希釈すると電離度が上がるのですか？弱酸を希釈すると、絶対的な [H⁺] は下がるにもかかわらず、電離度は上がります。理由はルシャトリエの原理です。水を加えると溶けているすべての化学種の濃度が下がり、平衡 HA ⇌ H⁺ + A⁻ は希釈を部分的に打ち消すため、溶けた粒子がより多い側（電離した側）へ移動します。数式の上では、近似 α ≈ √(Ka/c) において電離度は 1/√c に比例するので、濃度を 10 分の 1 にすると電離度はおよそ √10 ≈ 3.2 倍になります。計算機で濃度を下げて、その効果を確かめてみてください。 強酸と弱酸では電離はどう違いますか？HCl や HNO₃ のような強酸は水中でほぼ完全に解離するため、電離度は 100% に近く、[H⁺] は形式濃度に等しくなります。酢酸、ギ酸、フッ化水素酸のような弱酸は Ka が小さく一部しか電離せず、通常の濃度ではしばしば 1% 未満から数% にとどまります。この計算機は厳密な平衡解が必要となる弱い 1 価の酸を対象としています。強酸の場合、電離度は単純に 100% とみなします。
