5-2 酸・塩基の強弱と電離度 | 高校化学デジタル教科書

1酸・塩基の強弱とは

酸や塩基を水に溶かしたとき、水溶液中でイオンに分かれる（電離する）割合は物質によって大きく異なります。この電離の割合の大小が、酸・塩基の「強弱」の正体です。

強酸・強塩基：水中でほぼ完全に電離

強酸とは、水溶液中でほぼすべての分子が電離している酸のことです。塩化水素（HCl）を水に溶かすと、ほぼすべての HCl 分子が H⁺ と Cl⁻ に分かれます。

HCl → H⁺ + Cl⁻　（ほぼ完全に電離）

同様に、強塩基は水溶液中でほぼ完全に電離する塩基です。水酸化ナトリウム（NaOH）は水に溶けるとほぼすべてが Na⁺ と OH⁻ に電離します。

NaOH → Na⁺ + OH⁻　（ほぼ完全に電離）

弱酸・弱塩基：一部しか電離しない

弱酸とは、水溶液中で一部の分子しか電離していない酸です。酢酸（CH₃COOH）は水に溶かしても、電離するのはごくわずかで、ほとんどは分子のまま水溶液中に存在します。

CH₃COOH ⇄ CH₃COO⁻ + H⁺　（一部だけが電離）

上の式で「⇄」（可逆矢印）を使っているのは、電離と逆反応（イオンが結合して分子に戻る）が同時に起きているためです。この状態を電離平衡といいます（詳しくは大学化学・化学で扱います）。

同様に、弱塩基は水溶液中で一部しか電離しない塩基です。アンモニア（NH₃）は水と反応して NH₄⁺ と OH⁻ を生じますが、電離する割合は非常に小さいです。

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH⁻　（一部だけが電離）

強弱の本質

酸・塩基の強弱は「水溶液中でどれだけ電離するか」という電離の割合（電離度）によって決まります。濃度の大小とは無関係です。

2電離度

酸・塩基の電離の割合を数値で表したものを電離度（記号 α）といいます。

電離度 α = （電離した酸・塩基の物質量）÷（溶かした酸・塩基の物質量）

モル濃度を使って表すと：α = （電離した酸・塩基のモル濃度）÷（溶かした酸・塩基のモル濃度）

電離度 α には単位がなく、0 < α ≤ 1 の範囲をとります。

強酸・弱酸の電離度の違い

強酸（例：HCl）：α ≒ 1（ほぼすべて電離）
弱酸（例：CH₃COOH）：α ≪ 1（ごくわずかしか電離しない）

例えば、0.10 mol/L の塩酸（HCl 水溶液）の電離度は 1.0 に近く、同じ濃度の酢酸水溶液の電離度はおよそ 0.016（= 1.6 %）にすぎません。同じ濃度でも、水素イオン濃度（H⁺ のモル濃度）は塩酸の方がずっと大きくなります。

電離度は濃度・温度によって変化する

電離度は一定ではなく、次の条件で変化します。

濃度が小さい（希薄）ほど、電離度は大きくなる
温度が高いほど、電離度は大きくなる

ただし強酸・強塩基は、どの濃度でもほぼ完全に電離しているため、電離度はほぼ 1 のままです。弱酸・弱塩基では希釈すると電離度が上昇することに注意してください。

水素イオン濃度の計算

1 価の酸のモル濃度を c（mol/L）、電離度を α とすると、水素イオン濃度は次の式で求められます。

[H⁺] = c × α　（mol/L）

同様に、1 価の塩基のモル濃度 c、電離度 α のとき：

[OH⁻] = c × α　（mol/L）

例：0.10 mol/L の酢酸水溶液（電離度 0.016）の [H⁺] は？
[H⁺] = 0.10 × 0.016 = 1.6 × 10⁻³ mol/L

主な酸・塩基の強弱分類

分類	物質名	化学式	価数
強酸	塩化水素（塩酸）	HCl	1 価
強酸	硝酸	HNO₃	1 価
強酸	硫酸	H₂SO₄	2 価
弱酸	酢酸	CH₃COOH	1 価
弱酸	炭酸	H₂CO₃	2 価
弱酸	フッ化水素酸	HF	1 価
弱酸	硫化水素	H₂S	2 価
強塩基	水酸化ナトリウム	NaOH	1 価
強塩基	水酸化カリウム	KOH	1 価
強塩基	水酸化カルシウム	Ca(OH)₂	2 価
強塩基	水酸化バリウム	Ba(OH)₂	2 価
弱塩基	アンモニア	NH₃	1 価
弱塩基	水酸化マグネシウム	Mg(OH)₂	2 価
弱塩基	水酸化鉄(III)	Fe(OH)₃	3 価

※ 1 族（アルカリ金属）の水酸化物と、2 族のうち Ca, Sr, Ba の水酸化物は強塩基。それ以外の金属水酸化物の多くは弱塩基に分類される。

3強酸・弱酸の具体例

強酸の代表例

高校化学で覚えるべき強酸は主に3種類です。

塩化水素 HCl（水溶液を塩酸という）：無色・刺激臭の気体。水に非常に溶けやすく、ほぼ完全に電離して強い酸性を示す。
硝酸 HNO₃：揮発性の強酸。金・白金を除くほとんどの金属を溶かす。
硫酸 H₂SO₄：2 価の強酸。濃硫酸は不揮発性・吸湿性・脱水作用をもつ。希硫酸は強酸として水素イオンを大量に放出する。

弱酸の代表例

酢酸 CH₃COOH：食酢の主成分。1 価の弱酸で、水溶液中での電離度はわずか数パーセント程度。
炭酸 H₂CO₃：CO₂ が水に溶けて生じる。2 価の弱酸。炭酸飲料の酸味の原因。
フッ化水素酸 HF：ハロゲン化水素の中で唯一の弱酸（HCl, HBr, HI は強酸）。ガラスを侵す性質をもつ。

強塩基の代表例

水酸化ナトリウム NaOH：強塩基の代表。潮解性がある白色固体。
水酸化カリウム KOH：NaOH と同様の強塩基。
水酸化カルシウム Ca(OH)₂：「消石灰」とも呼ばれる。水溶液（石灰水）は CO₂ の検出に使われる。2 価の強塩基。
水酸化バリウム Ba(OH)₂：2 価の強塩基。

弱塩基の代表例

アンモニア NH₃：弱塩基の代表。水と反応して NH₄⁺ と OH⁻ を生じるが、ほとんどは NH₃ 分子のまま存在する。
水酸化マグネシウム Mg(OH)₂：水に溶けにくく、弱塩基に分類される。

酢酸はなぜ弱酸なのか（電離平衡の先取り）

酢酸は水中で CH₃COOH ⇄ CH₃COO⁻ + H⁺ の平衡状態にある

↓

CH₃COO⁻（酢酸イオン）は H⁺ を強く引き付ける傾向をもつ

↓

電離した H⁺ が逆反応で酢酸分子に戻りやすい

↓

結果として、電離しているのは全体のごく一部 → 弱酸

これに対し HCl は、Cl⁻ が H⁺ を引き付ける力が非常に弱く、逆反応がほとんど起こらないため完全に電離します（強酸）。電離の程度は「H⁺ を引き付ける共役塩基の力」の大小で決まります。この仕組みは化学「電離平衡」で詳しく学びます。

4酸・塩基の強弱と価数は別概念

酸の「強弱」と「価数」はまったく別の概念です。次の対比を確認してください。

強弱：電離度（水中でどれだけイオンになるか）で決まる
価数：1 分子から放出できる H⁺（または OH⁻）の数で決まる

例えば、硫酸 H₂SO₄ は「2 価の強酸」、炭酸 H₂CO₃ は「2 価の弱酸」、酢酸 CH₃COOH は「1 価の弱酸」、塩化水素 HCl は「1 価の強酸」です。強弱と価数のすべての組み合わせが存在します。

落とし穴：「濃い酸＝強酸」ではない

「濃硫酸」「希硫酸」のような「濃い・薄い」は濃度の話であり、酸の強弱とは別です。

例えば、「濃酢酸」（酢酸が高濃度）も弱酸です。濃塩酸も強酸ですが、「濃い＝強酸」ではなく、HCl が元々強酸だから塩酸は強酸なのです。

また、「強酸・弱酸」と「酸性の強弱」も混同しないこと。同じモル濃度では強酸の方が H⁺ 濃度が高く酸性が強いですが、弱酸でも濃度を上げれば H⁺ 濃度を大きくできます。「強酸」「弱酸」は電離度による物質の分類であり、H⁺ 濃度の大小はモル濃度×電離度で決まります。

5この章を俯瞰する

第5章「酸と塩基」のうち、5-2 が担う役割は「酸・塩基の定性的な分類」の確立です。前後の記事との関係を整理しておきます。

← 5-1「酸・塩基の定義と分類」：アレニウスの定義（H⁺/OH⁻ の放出・吸収）とブレンステッド・ローリーの定義（H⁺ の授受）を学んだ。今回の強弱は「どれだけ H⁺ を放出するか」の量的な話であり、定義と連動している。
→ 5-3「水の電離と pH」：[H⁺] = cα の式と強弱の概念を使い、水素イオン濃度から pH を計算する。今回の電離度の知識が直接必要になる。
→ 5-4「中和反応」：中和の量的関係は強酸・弱酸の区別なく成立する（弱酸も中和しきれば 1 mol あたり 1 mol の H⁺ を放出する）。強弱の概念と中和の量的関係を混同しないようにする。
→ 化学「電離平衡」：弱酸・弱塩基の電離度が濃度依存する理由を、平衡定数（電離定数 K_a）で厳密に扱う。

6まとめ

強酸は水溶液中でほぼ完全に電離（HCl, HNO₃, H₂SO₄ の3つを暗記）
弱酸は水溶液中で一部しか電離しない（CH₃COOH, H₂CO₃, HF など）
強塩基はほぼ完全に電離（NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂）
弱塩基は一部しか電離しない（NH₃, Mg(OH)₂ など）
電離度 α：電離した分子数 ÷ 溶解した分子数。強酸・強塩基は α ≒ 1、弱酸・弱塩基は α ≪ 1
電離度は濃度が小さいほど・温度が高いほど大きくなる
1 価の酸の [H⁺] = c × α（mol/L）
「強酸・弱酸」と「価数」「濃度」は独立した概念であり、混同しないこと

7確認テスト

Q1. 次の酸・塩基を「強酸・弱酸・強塩基・弱塩基」に分類してください。　HCl, CH₃COOH, NaOH, NH₃, H₂SO₄, Ca(OH)₂

▶ クリックして解答を表示強酸：HCl, H₂SO₄　弱酸：CH₃COOH　強塩基：NaOH, Ca(OH)₂　弱塩基：NH₃。　HCl と H₂SO₄ は水溶液中でほぼ完全に電離し、CH₃COOH は一部しか電離しません。NaOH, Ca(OH)₂ もほぼ完全に電離し、NH₃ は一部しか電離しません。

Q2. 電離度とは何ですか。定義を式で示してください。また、強酸と弱酸では電離度の値にどのような違いがありますか。

▶ クリックして解答を表示電離度 α = 電離した酸（塩基）の物質量 ÷ 溶かした酸（塩基）の物質量（0 ＜ α ≤ 1、単位なし）。強酸は α ≒ 1（ほぼすべて電離）、弱酸は α ≪ 1（ごくわずかしか電離しない）。

Q3. 0.10 mol/L の酢酸水溶液（電離度 0.016）の水素イオン濃度 [H⁺] を求めてください。

▶ クリックして解答を表示[H⁺] = c × α = 0.10 mol/L × 0.016 = 1.6 × 10⁻³ mol/L。酢酸は1価の弱酸なので、電離した酢酸の分だけ H⁺ が生じます。

Q4. 「濃酢酸は強酸である」という記述は正しいですか。理由とともに答えてください。

▶ クリックして解答を表示誤り。酸の強弱は電離度によって決まり、濃度とは無関係です。酢酸は濃度が高くても電離度は小さく（弱酸の性質は変わらず）、弱酸のままです。「濃い」は濃度の話であり、「強い」は電離度の話です。

8入試問題演習

基礎（A）から発展（C）まで段階的に取り組んでみてください。

A 基礎レベル

5-2-1 A 基礎選択

酸・塩基に関する次の記述のうち、正しいものをすべて選べ。

① 塩酸（HCl 水溶液）は強酸であり、水溶液中でほぼすべての HCl 分子が電離している。
② 酢酸は弱酸なので、中和に必要な NaOH の量は塩酸よりも少なくて済む。
③ 酸の電離度は濃度が大きいほど小さくなる。
④ 水酸化カルシウムは弱塩基である。
⑤ フッ化水素（HF）はハロゲン化水素であるが、弱酸に分類される。

▶ クリックして解答・解説を表示

解答

①③⑤

解説

① 正しい。HCl は強酸で電離度 ≒ 1。

② 誤り。中和の量的関係は酸・塩基の強弱（電離度）に無関係です。同じモル数の酢酸と塩酸を中和するのに必要な NaOH の物質量は同じです。

③ 正しい。弱酸・弱塩基の電離度は濃度が大きいほど小さくなります（希釈するほど電離しやすくなる）。

④ 誤り。水酸化カルシウム Ca(OH)₂ は 2 価の強塩基です。

⑤ 正しい。HCl, HBr, HI は強酸ですが、HF のみ弱酸です。

B 標準レベル

5-2-2 B 標準計算・論述

0.10 mol/L の塩酸 10 mL と、0.10 mol/L の酢酸水溶液 10 mL について、以下の問いに答えよ。ただし、塩酸の電離度を 1.0、酢酸の電離度を 0.016 とする。

(1) それぞれの水溶液の水素イオン濃度 [H⁺]（mol/L）を求めよ。

(2) 両者の [H⁺] が異なる理由を「電離度」という語を用いて 40 字以内で説明せよ。

(3) それぞれの水溶液を 0.10 mol/L の NaOH 水溶液で過不足なく中和するとき、必要な NaOH 水溶液の体積はどちらが多いか。理由とともに答えよ。

▶ クリックして解答・解説を表示

解答

(1) 塩酸：[H⁺] = 0.10 × 1.0 = 0.10 mol/L
酢酸水溶液：[H⁺] = 0.10 × 0.016 = 1.6 × 10⁻³ mol/L

(2) 塩酸（強酸）はほぼすべてが電離するのに対し、酢酸（弱酸）はごく一部しか電離しないため、電離度が異なり [H⁺] が大きく異なる。（57字→以下要点のみ）　要点：「塩酸は電離度が大きく、酢酸は電離度が小さいため」

(3) 必要な NaOH の体積は同じ（10 mL）。中和の量的関係は電離度に無関係であり、酸の物質量 × 価数 = 塩基の物質量 × 価数が成立するため。

解説

(1) [H⁺] = cα の式を適用します。酢酸の電離度は 0.016 と非常に小さいため、同じ濃度でも水素イオン濃度は塩酸の約 62 分の 1 です。

(2) 電離度の違いが直接 [H⁺] の差につながります。「同じ濃度なのに強酸・弱酸で [H⁺] が異なるのはなぜか」という問いへの答えは「電離度が異なるから」です。

(3) 弱酸である酢酸の中和では、溶液中の H⁺ はわずかですが、OH⁻ が加わるにつれて電離平衡が右にシフトし、酢酸分子がさらに電離して H⁺ が補充されます。最終的には 1 mol の酢酸すべてが 1 mol の H⁺ を放出します。したがって、中和に必要な NaOH の量は塩酸と同じです。

採点ポイント（配点例：計8点）

(1) 各 1 点（計 2 点）
(2) 電離度の違いに言及（2 点）
(3) 同じ体積と答えている（1 点）、電離度に無関係と説明（2 点）、量的関係の式または言葉での言及（1 点）

C 発展レベル

5-2-3 C 発展総合

酢酸（CH₃COOH）水溶液に関する次の問いに答えよ。

(1) 0.10 mol の酢酸を水 1.0 L に溶かしたとき、1.3 × 10⁻³ mol の水素イオンが生じた。このときの酢酸の電離度を求めよ。

(2) (1) の水溶液をさらに水で 10 倍に薄めたとき、電離度はどのように変化するか。「大きくなる・小さくなる・変わらない」から選び、理由も述べよ。

(3) 塩酸と酢酸水溶液がある。両者の水素イオン濃度 [H⁺] が等しいとき、中和に必要な 0.10 mol/L 水酸化ナトリウム水溶液の体積はどちらが多いか。モル濃度と電離度の観点から説明せよ。

▶ クリックして解答・解説を表示

解答

(1) 電離度 α = 1.3 × 10⁻³ mol ÷ 0.10 mol = 0.013

(2) 大きくなる。希釈すると弱酸の電離度は増加する。

(3) 酢酸水溶液の方が多い。[H⁺] が等しいとき、弱酸（電離度小）の酢酸はモル濃度が塩酸より大きい（cα が等しいので α が小さい分だけ c が大きい）。中和に必要な NaOH の量は酸のモル濃度×体積×価数で決まるため、モル濃度の大きい酢酸の方が多くの NaOH を必要とする。

解説

(1) 酢酸は 1 価なので、電離した酢酸の物質量＝生じた H⁺ の物質量 = 1.3 × 10⁻³ mol。
α = 1.3 × 10⁻³ ÷ 0.10 = 0.013

(2) 弱酸・弱塩基の電離平衡（CH₃COOH ⇄ CH₃COO⁻ + H⁺）において、希釈すると各イオンの濃度が下がるため、平衡は右（電離する方向）に移動します。これにより電離度（割合）は増加します。ただし [H⁺] 自体は減少（pH は上昇）します。

(3) [H⁺] = cα が等しいとき、α（酢酸）≪ α（HCl）≒ 1 なので、c（酢酸）≫ c（HCl）です。中和に必要な OH⁻ の物質量は、溶液中の H⁺ の現在量ではなく、酸の「全放出可能な H⁺（= モル濃度 × 体積 × 価数）」で決まります。したがって、モル濃度の大きい酢酸水溶液の方が多くの NaOH を必要とします。

採点ポイント（配点例：計10点）

(1) 正しい計算と答え（3 点）
(2) 「大きくなる」を選択（1 点）、平衡の移動・希釈による電離度増加の理由（2 点）
(3) 酢酸の方が多いと結論（1 点）、cα が等しければ c（酢酸）が大きいと説明（2 点）、中和量は全モル数で決まることを言及（1 点）