前回見てきたように、水溶液である限りは[Ｈ+]と[ＯＨ-]をかけると常に1.0×10-14という値になることが分かっています。
さて、お気づきでしょうか。[Ｈ+]や[ＯＨ-]の指数の部分だけみたら、酸性や塩基性の強さが分かってしまうんです。
酸塩基とイオン濃度
さらに[Ｈ+]と[ＯＨ-]は片方が分かればもう片方も分かりますから、どっちかだけを目安にしたらいいですね。普通は[Ｈ+]を使います。
[Ｈ+]の指数部分から-をとったものを、水素イオン指数ｐＨ(ペーハーもしくはピーエイチ)といいます。
塩基の場合は、[ＯＨ-]から[Ｈ+]を計算して指数を見ます。
この方法でｐＨが分かるのは、1.0×～の形になっているときだけですが、化学Ⅰの範囲ではすべてこの形で出てきます。
(化学Ⅱでは「1.0」のところも変わってきますが、これについては後述します。)
さきほどの表の右側を、ｐＨに書き換えました。
[Ｈ+]とｐＨ
ｐＨはふつう、０から１４の間の値をとります。
では中途半端な[Ｈ+]でのｐＨを計算します。
ｐＨの本当の定義は、次のようなものです。
水素イオン濃度[Ｈ+]の逆数の常用対数をとったものをｐＨとする。
１ ｐＨ＝log―――＝-log[Ｈ+] [Ｈ+]
1.0×～の形だと、指数部を取るだけで決まるわけです。しかし2.0、3.0などという数字になると、それでは決まりません。
たとえば[Ｈ+]＝2.0×１０-3のとき、log２＝0.30とすると
ｐＨ＝-log(2.0×１０-3)＝-log２＋３＝2.70
となります。 ふつうlog２とlog３の値は与えられますので、これを用いて計算します。