NHK高校講座

福　「レモンティーを飲もうと思ったんだけど、レモン果汁残ってない？」

美樹　「あのレモン果汁すごく酸っぱかったけど、水で薄めて全部飲んじゃったよ。あのｐＨ（ピーエイチ）３くらいのレモン果汁！！」

福　「ｐＨって、なんだっけ？」

美樹　「この間、酸と塩基の強さについて説明したよね。（化学基礎「酸と塩基の強さ」の回） 『酸の強さ』を決めているのは何？」

福　「水溶液中にどれだけ水素イオン・Ｈ^＋が存在しているか、だったよね。」

美樹　「その通り！ では、Ｑ：強い酸を水で薄めると、水素イオン濃度はどうなる？」

福　「それは簡単だよ。レモン果汁だって水で薄めていけば、だんだん酸っぱくなくなる。だから電離度が大きい酸でも、水を加えることで『水素イオンの濃度』が薄まるんじゃない？」

確かに、純水は電気を通さなかったよね。だから、イオンは存在しないと思うかもしれない。
でも実際は、わずかだけど水分子の一部が電離して、イオンが存在する。
水素イオン・Ｈ^＋と 水酸化物イオン・ＯＨ⁻の量が、きわめて少ないから電気を通さなかった、というわけ。

水溶液中の、
水素イオン・Ｈ^＋のモル濃度を「水素イオン濃度［Ｈ^＋］」
水酸化物イオン・ＯＨ⁻のモル濃度を「水酸化物イオン濃度［ＯＨ⁻］」という。

純水では、水素イオン濃度［Ｈ^＋］ と 水酸化物イオン濃度［ＯＨ⁻］ が等しくなる。
このような状態を「中性」というんだ。

福　「純水は、ほんのわずかだけど、電離している。その濃度は、水素イオン・Ｈ^＋と水酸化物イオン・ＯＨ⁻で同じだから『中性』なんだね。」

美樹　「等しいっていうのは、こういうことなんだ。水素イオン濃度［Ｈ^＋］と 水酸化物イオン濃度は［ＯＨ⁻］は、２５ ℃の時、どちらも１.０×１０^−７ ｍｏｌ／Ｌ。そして、濃度を表すときは、Ｈ^＋、ＯＨ⁻に［　］をつける。」

美樹　「［Ｈ^＋］＝［ＯＨ⁻］＝１.０×１０^−７ ｍｏｌ／Ｌ（２５ ℃）が、中性の状態だから、黒板にそれぞれの濃度を当てはめてみて！ ピンク色が水素イオン濃度［Ｈ^＋］、青色が水酸化物イオン濃度［ＯＨ⁻］。」

福　「『ｐＨ７』が中性の状態だから、水素イオン濃度［Ｈ^＋］も水酸化物イオン濃度［ＯＨ⁻］も、同じ１０^−７だね。」

美樹　「そこまではＯＫ！ 問題はここから。」

福　「そうだね…。そもそもｐＨって、水素イオン濃度［Ｈ^＋］の指数なんでしょ？ 酸性と塩基性で、水素イオン濃度って、どんなふうに変化していくんだろう？」

「純水」の場合、水素イオン濃度［Ｈ^＋］と 水酸化物イオン濃度［ＯＨ⁻］が等しいんだったよね。

この純水に、酸の代表「塩酸・ＨＣｌ」を加えることで、水酸化物イオン・ＯＨ⁻がどう変化するか説明しよう。

塩酸・ＨＣｌを加えたことで、水素イオン・Ｈ^＋が増加する。
一方、水酸化物イオン・ＯＨ⁻は、その水素イオン・Ｈ^＋と反応して、水・Ｈ_２Ｏになるため減少する。

続いて純水に、塩基性の「水酸化ナトリウム水溶液・ＮａＯＨ」を加えると、水酸化物イオン・ＯＨ⁻が増加。
一方、水素イオン・Ｈ^＋は、（増加した）水酸化物イオン・ＯＨ⁻と反応して、水・Ｈ_２Ｏになるため減少する。

ここで大事なのは、どちらの場合も、電離した水素イオン・Ｈ^＋や水酸化物イオン・ＯＨ⁻が、すべて反応してなくなるわけではないこと。
純水に酸や塩基を加えていって、それぞれ「酸性」「塩基性」を強めたとしても、ある一定量のイオンは残るんだ。

福　「もともと中性の状態で、水素イオン・Ｈ^＋も水酸化物イオン・ＯＨ⁻も、ごくわずかしかなかったら、たとえば塩基性の水溶液にしたときに、すぐに水素イオン・Ｈ^＋がなくなるような気がしていたけど、（水素イオンの）数は減っても、なくならないってことなんだね。」

美樹　「そう。つまり、どんな水溶液の中でも、水素イオン・Ｈ^＋と水酸化物イオン・ＯＨ⁻の両方が存在するということなんだ。
その濃度の変化をグラフで表したのが、それ！ 黒板のｐＨの指数に、当てはめてみよう！」

福　「まず、水溶液が酸性の場合、ｐＨが１減るごとに、水素イオン濃度［Ｈ^＋］（ｍｏｌ／Ｌ）が１０倍増える、という関係だね。
このとき、水酸化物イオン濃度［ＯＨ⁻］〔ｍｏｌ／Ｌ〕の方は、１０分の１に減っていく。」

美樹　「福くん、いいね！ じゃあ、塩基性の場合は？」

福　「水溶液が塩基性の場合は、ｐＨが１増えるごとに、水素イオン濃度［Ｈ^＋］は、１０分の１に減っている。反対に、水酸化物イオン濃度［ＯＨ⁻］は１０倍に増えるっていうことだね。」

福　「水素イオン濃度［Ｈ^＋］の１０のマイナス何乗というのが、ｐＨの数になっている！
だから、水素イオン濃度［Ｈ^＋］さえわかれば、酸性・中性・塩基性 がわかる指標ということか！ ｐＨって便利じゃん！」

便利なｐＨと、水素イオン濃度［Ｈ^＋］、水酸化物イオン濃度［ＯＨ⁻］の関係をまとめておこう！
水溶液では、どのｐＨでも、温度が２５ ℃では、水素イオン濃度［Ｈ^＋］と、水酸化物イオン濃度［ＯＨ⁻］をかけ合わせると、１.０×１０^−１４（ｍｏｌ／Ｌ）２ という数値になる。

つまり、水素イオン濃度［Ｈ^＋］が１０^−３ ｍｏｌ／Ｌ だとしたら
水酸化物イオン濃度［ＯＨ⁻］は１０^−１１ ｍｏｌ／Ｌ だとわかるんだ。

また、ｐＨの数値は、水素イオン濃度［Ｈ^＋］の、１.０×１０^−ｎの、マイナスをはずした指数ｎを表しているんだ。

（化学基礎・監修講師） 加賀谷先生　「ｐＨは、酸性・塩基性の強弱を簡単に比較することができる便利なものなんです。たとえば、土壌の酸性の度合いを測る測定器もあって、野菜づくりする人たちにはおなじみですよね。
それぞれの野菜には、育ちやすい土壌のｐＨがあります。野菜の苗を植える前に、土壌に測定器を刺して、表示されたｐＨの値によって石灰をまくなどして、ｐＨを調整するんです。みなさんも、ｐＨという指標がどんなことに役立っているか調べてみてください。」

福　「ｐＨって聞いたことはあったけど、実際何かわかってなかった。でもきょうｐＨがよくわかったよ。でも、頭の中だけでわかってる感じなんだよね…」

美樹　「化学は実際に手を動かしてみて本当の理解につながる。化学は愛と情熱、そして実験よ！」

早速、実験！ でもその前に、溶液の濃度を薄めていくとｐＨの値はどう変化するのか確かめてみよう。
０.１ ｍｏｌ／Ｌの硝酸・ＮＨＯ_３を１０倍に薄めることを繰り返したら、どのようにｐＨは変化していくのだろうか？

まずは、０.１ ｍｏｌ／Ｌの硝酸・ＮＨＯ_３から１ ｍＬを正確に取り、純水を９ ｍＬ加えて１０倍に薄める。
さらに、そこから１ ｍＬを取り、純水を９ ｍＬ加えて１０倍に薄める。

　０.１ ｍｏｌ／Ｌの硝酸　（１.０×１０^−１ ｍｏｌ／Ｌ）
　１０倍希釈の硝酸　（１.０×１０^−２ ｍｏｌ／Ｌ）
　１００倍希釈の硝酸　（１.０×１０^−３ ｍｏｌ／Ｌ）ができた。

液に浸すと、色の変化でｐＨの測定ができる「万能ｐＨ試験紙」で調べてみよう。

０.１ ｍｏｌ／Ｌの硝酸・ＮＨＯ_３の水素イオン濃度［Ｈ^＋］は、１.０×１０^−１ ｍｏｌ／Ｌなので、ｐＨ＝１になるはず。
結果は、（ｐＨ試験紙が）濃いオレンジ色に変わったので、確かに「ｐＨ＝１」だ。

福　「まず、この塩酸・ＨＣｌのｐＨは、およそ１だね。」

美樹　「使ったｐＨメーターは、純水でその都度洗おうね。」

福　「わかった。（ｐＨメーターを純水で洗う）
じゃあ、１０倍に薄めるよ。まず、この塩酸・ＨＣｌを１ ｍＬ取って、そこに 純水９ ｍＬを（加えると）１０倍に薄められた。
よし、測ってみるよ。（１０倍希釈の塩酸の）ｐＨは、およそ２。ほぼ、１ 変わったね。」

福　「じゃあ、もう１回、１０倍に薄めて測るよ。（１００倍希釈の塩酸の）ｐＨは、およそ３。ほぼ、１ 変わった。」

福　「このまま続けると、ｐＨは１ずつどんどん増えていくってことだね！」

美樹　「う〜ん…福くん、ちょっと待って。塩酸・ＨＣｌに加えている、純水の水素イオン濃度［Ｈ^＋］はいくつだっけ？」

福　「純水の水素イオン濃度［Ｈ^＋］は、１.０×１０^−７ｍｏｌ／Ｌだよね…
そうか！ 純水自体が中性だから、塩酸・ＨＣｌを純水でどれだけ薄めていっても、中性に近づくだけで、塩基性にはならないってことかな？」

美樹　「そのとおり！」

加賀谷先生　「きょうは、水素イオン濃度［Ｈ^＋］とｐＨについていろいろ見てきました。
ｐＨのよいところは、水溶液の 酸性・中性・塩基性がわかり、数値で表すことができることです。これは化学の実験や私たちの生活の中でも、さまざまなことに貢献しています。くらしの中のｐＨの例なども、次回見ていきましょう。」

福　「ｐＨって、実験や生活の中でもいろんなことに使えそうだね。美樹さんがｐＨのことを伝えたかった理由がわかる気がする。」

美樹　「そうでしょ！ ｐＨは地球環境を守るのにも役立っているんだよ。次回はそんなｐＨのすばらしさを、もっともっと福くんに知ってもらわないと！」


それでは、次回もお楽しみに！