この計算ツールでできること
このツールは、塩基解離定数（Kb）と塩基の初期モル濃度をもとに、弱塩基溶液のpHを求めます。アンモニア（NH₃）などの弱塩基は水中で一部しか電離しないため、強塩基のように濃度からそのままpHを読み取ることはできません。そこで、平衡計算が必要になります。
使い方
塩基解離定数Kb（アンモニアなら例えば 1.8×10⁻⁵）と、初期濃度C（単位：mol/L）を入力してください。計算ツールが水酸化物イオン濃度[OH⁻]、pOH、そして最終的なpHを返します。pHが7を超える場合は、その溶液が塩基性（アルカリ性）であることを示します。
計算式の解説
弱塩基Bが水と反応する場合（B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻）、平衡定数の式は \( \text{K}_b = \frac{[\text{BH}^+][\text{OH}^-]}{[\text{B}]} \) となります。電離する量がCに比べて十分に小さいと仮定すると、この式は \( \text{K}_b \approx \frac{x^2}{\text{C}} \)（ここで \( x = [\text{OH}^-] \)）に簡略化できます。これを解くと、$$[\text{OH}^-] = \sqrt{\text{K}_b \cdot \text{C}}$$ が得られます。続いて \( \text{pOH} = -\log[\text{OH}^-] \)、\( \text{pH} = 14 - \text{pOH} \) を計算します（25 ℃での値。このとき水のイオン積 pKw = 14 です）。
計算例
0.1 M のアンモニア、Kb = 1.8×10⁻⁵ の場合： $$[\text{OH}^-] = \sqrt{1.8 \times 10^{-5} \times 0.1} = \sqrt{1.8 \times 10^{-6}} \approx 1.342 \times 10^{-3}\ \text{mol/L}$$ 次に \( \text{pOH} = -\log(1.342 \times 10^{-3}) \approx 2.872 \) となり、\( \text{pH} = 14 - 2.872 \approx 11.13 \)。やや塩基性の強い溶液であることがわかります。
よくある質問
この近似はいつでも使えますか？ \( \sqrt{\text{K}_b \cdot \text{C}} \) の簡易式は、電離度がCのおよそ5%未満であることを前提としています。非常に希薄な溶液や非常に弱い塩基の場合は、二次方程式を厳密に解くほうが正確です。
なぜ pH = 14 − pOH なのですか？ 25 ℃では \( \text{pH} + \text{pOH} = \text{pKw} = 14 \) が成り立つためです。温度が変わると pKw もわずかに変化します。
濃度の単位は何ですか？ mol/L（モル濃度、M）です。ここで入力するKbは無次元として扱います。
