最終更新: 2026-07-13

強酸・強塩基と完全解離

強酸や強塩基は水に溶けると完全に電離します。HCl は 1 分子がすべて H⁺ と Cl⁻ になり、NaOH は 1 単位がすべて Na⁺ と OH⁻ になります。未電離のまま残る分子がないため、反応するイオンの濃度は加えた溶質の量だけで決まり、平衡定数は必要ありません。これが、弱酸で必要になる二次方程式ではなく、強酸・強塩基の pH が対数一つで求まる理由です。

計算式

強酸では、水素イオン濃度は 1 分子（式単位）あたりの電離可能なプロトン数 n とモル濃度 C の積になります。

$$[\text{H}^+] = n\,C \qquad \text{pH} = -\log_{10}(n\,C)$$

強塩基でも水酸化物イオンに同じ論理が当てはまり、pH は水のイオン積から求まります。

$$[\text{OH}^-] = n\,C \qquad \text{pOH} = -\log_{10}(n\,C) \qquad \text{pH} = 14 - \text{pOH}$$

記号	意味	単位
C	酸・塩基の濃度	mol/L (M)
n	1 単位あたりの H⁺・OH⁻ の数	無次元
pH	酸性度の指標	無次元
pOH	塩基性度の指標	無次元

pH + pOH = 14 の関係は、水のイオン積が Kw = [H⁺][OH⁻] = 1 × 10⁻¹⁴ となる 25 °C で成り立ちます。

多価の酸・塩基における係数 n

係数 n は、反応イオンを複数放出する溶質を扱うためのものです。硫酸 H₂SO₄ は二価で 1 分子あたり H⁺ を 2 個放出するため、0.005 M の溶液は水素イオンとしては 0.01 M として働きます。水酸化カルシウム Ca(OH)₂ や水酸化バリウム Ba(OH)₂ は 1 単位あたり OH⁻ を 2 個放出します。HCl や HNO₃ のような一価の酸、NaOH や KOH のような一価の塩基では n = 1 です。

溶質	種類	n	0.01 M のとき
HCl	強酸	1	pH 2.00
H₂SO₄	強酸	2	pH 1.70
NaOH	強塩基	1	pH 12.00
Ca(OH)₂	強塩基	2	pH 12.30

硫酸は第二段階の電離だけは厳密には完全ではないため、二価として扱うのは高濃度では良い近似ですが厳密ではありません。

計算例

0.005 M の硫酸の pH はいくつでしょうか。

$$[\text{H}^+] = n\,C = 2 \times 0.005 = 0.01\ \text{M}$$ $$\text{pH} = -\log_{10}(0.01) = 2.00$$

続いて pOH = 14 − 2.00 = 12.00、水酸化物イオン濃度は [OH⁻] = 10⁻¹² M です。pH が 7 を大きく下回るので、この溶液は強い酸性です。

強いか、弱いか

強酸はごく少数で、HCl・HBr・HI・HNO₃・HClO₃・HClO₄・H₂SO₄ に限られます。強塩基は 1 族の水酸化物（LiOH・NaOH・KOH・RbOH・CsOH）と、重い 2 族の水酸化物（Ca(OH)₂・Sr(OH)₂・Ba(OH)₂）です。それ以外の酢酸・クエン酸・アンモニアなどはすべて弱酸・弱塩基で、一部しか電離しません。弱酸では実際の [H⁺] は n·C よりずっと小さく、酸解離定数 Ka から求める必要があります。弱酸にこの計算機を使うと酸性度を大きく過大評価してしまいます。

希薄域の限界

単純な式は、溶質がほぼすべての H⁺・OH⁻ を供給し、水自身の寄与を無視できることを前提としています。通常の実験濃度では問題ありません。しかし 10⁻⁶ M 付近以下になると水の自己解離が無視できなくなり、強酸をどれだけ薄めても pH が 7 を超えることはありません。厳密には [H⁺] = C + Kw/[H⁺] を電荷収支と連立して解きます。非常に希薄な溶液では、実際の pH は −log₁₀(n·C) の値よりも中性に近づきます。

よくある質問 (FAQ)

強酸の pH はどう計算しますか？

強酸は水中で完全に解離するため、水素イオン濃度は放出する H⁺ の数と濃度の積になります（[H⁺] = n·C）。pH はその常用対数の符号を反転した値で、pH = −log₁₀(n·C) です。たとえば 0.01 M の HCl（n = 1）なら pH = −log₁₀(0.01) = 2 です。代表的な強酸は HCl・HBr・HI・HNO₃・HClO₃・HClO₄・H₂SO₄ の 7 種です。

強塩基の pH はどう求めますか？

強塩基ではまず水酸化物イオン濃度から pOH = −log₁₀(n·C) を求め、25 °C で pH = 14 − pOH に換算します。たとえば 0.01 M の NaOH（n = 1）は pOH = 2、pH = 12 です。0.01 M の Ca(OH)₂ は 1 単位あたり OH⁻ を 2 個放出する（n = 2）ので、[OH⁻] = 0.02 M、pOH ≈ 1.70、pH ≈ 12.30 となります。

H₂SO₄ のような二価の酸では何を入力しますか？

1 単位あたりに放出する H⁺（または OH⁻）の数を溶質に合わせて入力します。硫酸 H₂SO₄ は H⁺ を 2 個放出するので 2 を入力します。0.005 M の溶液は H⁺ として 0.01 M として働き、pH は 2 になります。Ba(OH)₂ や Ca(OH)₂ も OH⁻ を 2 個放出するので 2 を使います。一価の酸（HCl・HNO₃）や一価の塩基（NaOH・KOH）は 1 です。

酢酸のような弱酸にも使えますか？

使えません。この計算は完全解離を前提としており、正確なのは強酸・強塩基のみです。弱酸・弱塩基（酢酸・アンモニア・多くの有機酸）は一部しか電離しないため、実際の [H⁺] は n·C よりずっと小さく、酸解離定数 Ka に依存します。弱酸ではまず Ka と濃度から [H⁺] を求め、その常用対数から pH を計算してください。

10⁻⁶ M の HCl で pH がちょうど 6 にならないのはなぜですか？

pH = −log₁₀(n·C) の式は、水そのものが供給する H⁺ を無視しています。通常の濃度では無視できますが、10⁻⁶ M 付近以下ではその寄与が無視できなくなり、強酸をどれだけ薄めても pH が 7 を超えることはありません。厳密には [H⁺] = C + Kw/[H⁺] を電荷収支と連立して解きます。非常に希薄な溶液では、実際の pH は単純な式の値よりも 7 に近づきます。