基礎的な物理学及び基礎的な化学
危険物乙4の酸・塩基・pH・中和｜覚える要点と判断の手順【2026年度試験対応】
水溶液で水素イオンを出すのが酸、水酸化物イオンを出す（水素イオンを受け取る）のが塩基です。pHは25℃で7が中性、小さいほど酸性で、1違うと水素イオン濃度は10倍違います。中和は酸のH+と塩基のOH-の物質量が等しくなったところで完了し、価数を掛けて計算します。
要点 8件・基本問題 8問・解説の確認問題 11問読む → 覚える → 解くまでこのページで完結
2026年度試験対応。法令基準日：2026-11-10。
まず押さえるポイント
水溶液で水素イオンを出すのが酸、水酸化物イオンを出す（水素イオンを受け取る）のが塩基です。pHは25℃で7が中性、小さいほど酸性で、1違うと水素イオン濃度は10倍違います。中和は酸のH+と塩基のOH-の物質量が等しくなったところで完了し、価数を掛けて計算します。
法令基準日：2026-11-10 ／ 解説更新日：2026-11-10
酸の定義
酸は、水に溶けて水素イオン（H+）を生じる物質である。
アレニウスの定義では、水溶液中でH+を生じる物質が酸、水酸化物イオン（OH-）を生じる物質が塩基である。塩化水素（HCl）は水中でH+とCl-に分かれるので酸である。
根拠：
ブレンステッドの定義
ブレンステッド・ローリーの定義では、水素イオンを相手に与える物質が酸、水素イオンを受け取る物質が塩基である。
水素イオンを与えるのは酸で、塩基は水素イオンを受け取る物質である。アンモニア（NH3）は水からH+を受け取ってNH4+になるので塩基である。
根拠：
リトマス紙の色
酸性の水溶液は青色リトマス紙を赤色に、塩基性の水溶液は赤色リトマス紙を青色に変える。
塩基性の水溶液は赤色リトマス紙を青色に変え、酸性の水溶液は青色リトマス紙を赤色に変える。どちらの色も変えなければ中性である。
根拠：
pHと酸性・塩基性
25℃では、pH 7が中性で、7より小さいと酸性、7より大きいと塩基性（アルカリ性）である。
pHが小さいほど水素イオン濃度が高く、酸性が強い。25℃でpHが7より大きい水溶液は塩基性（アルカリ性）である。
根拠：
pHの差と濃度
pHが1小さくなると水素イオン濃度は10倍になる。pHが2違えば100倍違う。
pHは水素イオン濃度［H+］を使い、pH＝−log10［H+］で表す。pH 3は［H+］＝10^-3 mol/L、pH 5は10^-5 mol/Lなので、その比は10^2＝100倍である。
根拠：
塩酸のpH
0.01 mol/Lの塩酸（電離度1）の水素イオン濃度は0.01 mol/L＝10^-2 mol/Lで、pHは2である。
塩酸は1価の強酸で、ほぼ完全に電離するので［H+］＝0.01＝10^-2 mol/Lとなり、pHは2である。pHが1になるのは0.1 mol/Lの塩酸である。
根拠：
うすめたときのpH
酸の水溶液を水で10倍にうすめるごとに、pHは1ずつ大きくなる。ただし、酸をうすめてもpHが7を超えて塩基性になることはない。
100倍にうすめると水素イオン濃度は10^-2から10^-4 mol/Lになるので、pHは4になる。さらにうすめていくとpHは7に近づくが、酸の水溶液が塩基性になることはない。
根拠：
強酸と弱酸
酸の強弱は電離度で決まり、酢酸は水溶液中で一部しか電離しない弱酸である。塩酸・硫酸・硝酸は強酸である。
酢酸（CH3COOH）は水溶液中でごく一部しか電離しない弱酸である。同じ濃度の塩酸より水素イオン濃度が小さく、pHは大きくなる。強酸か弱酸かは価数ではなく電離度で決まる。
根拠：
中和の計算
中和は、酸が出すH+の物質量と塩基が出すOH-の物質量が等しくなったところで完了する。物質量は「価数×濃度×体積」で求める。
硫酸（H2SO4）は2価なので、H+は2×0.1×0.010＝0.002 molである。水酸化ナトリウムは1価なので、1×0.1×V＝0.002からV＝0.020 L＝20 mLとなる。
根拠：
中和点のpH
中和が完了した点の水溶液は、強酸と強塩基の組合せなら中性だが、弱酸と強塩基なら塩基性、強酸と弱塩基なら酸性になる。
中和でできる塩の性質によって、中和点のpHは変わる。酢酸と水酸化ナトリウムの中和点は塩基性、塩酸とアンモニアの中和点は酸性になる。pH 7になるのは強酸と強塩基の組合せである。
根拠：
塩の生成
中和では、酸のH+と塩基のOH-が結びついて水ができ、残った陽イオンと陰イオンから塩ができる。
HCl＋NaOH→NaCl＋H2Oで、H+とOH-から水ができ、残ったナトリウムイオンと塩化物イオンが塩化ナトリウムという塩になる。酸の陰イオンと塩基の陽イオンからできる化合物を塩という。
根拠：
要点の一覧
| 確認すること | ルール |
|---|---|
| 酸の定義 | 酸は、水に溶けて水素イオン（H+）を生じる物質である。 |
| ブレンステッドの定義 | ブレンステッド・ローリーの定義では、水素イオンを相手に与える物質が酸、水素イオンを受け取る物質が塩基である。 |
| リトマス紙の色 | 酸性の水溶液は青色リトマス紙を赤色に、塩基性の水溶液は赤色リトマス紙を青色に変える。 |
| pHと酸性・塩基性 | 25℃では、pH 7が中性で、7より小さいと酸性、7より大きいと塩基性（アルカリ性）である。 |
| pHの差と濃度 | pHが1小さくなると水素イオン濃度は10倍になる。pHが2違えば100倍違う。 |
| 塩酸のpH | 0.01 mol/Lの塩酸（電離度1）の水素イオン濃度は0.01 mol/L＝10^-2 mol/Lで、pHは2である。 |
| うすめたときのpH | 酸の水溶液を水で10倍にうすめるごとに、pHは1ずつ大きくなる。ただし、酸をうすめてもpHが7を超えて塩基性になることはない。 |
| 強酸と弱酸 | 酸の強弱は電離度で決まり、酢酸は水溶液中で一部しか電離しない弱酸である。塩酸・硫酸・硝酸は強酸である。 |
| 中和の計算 | 中和は、酸が出すH+の物質量と塩基が出すOH-の物質量が等しくなったところで完了する。物質量は「価数×濃度×体積」で求める。 |
| 中和点のpH | 中和が完了した点の水溶液は、強酸と強塩基の組合せなら中性だが、弱酸と強塩基なら塩基性、強酸と弱塩基なら酸性になる。 |
| 塩の生成 | 中和では、酸のH+と塩基のOH-が結びついて水ができ、残った陽イオンと陰イオンから塩ができる。 |
根拠：
オリジナル確認問題で判断する
○か×かを選び、理由を確認してください。実際の過去問を転載したものではありません。
問1 酸とは、水に溶けて水素イオン（H+）を生じる物質である。
根拠：
問2 ブレンステッド・ローリーの定義では、塩基とは水素イオンを相手に与える物質である。
根拠：
問3 塩基の水溶液は、赤色リトマス紙を青色に変える。
根拠：
問4 pHの値が7より大きい水溶液は、酸性である。
根拠：
問5 pH 3の水溶液の水素イオン濃度は、pH 5の水溶液の100倍である。
根拠：
問6 0.01 mol/Lの塩酸（電離度1）のpHは1である。
根拠：
問7 pH 2の塩酸を水で100倍にうすめると、pHは4になる。
根拠：
問8 酢酸は、水溶液中でほぼ完全に電離する強酸である。
根拠：
問9 0.1 mol/Lの硫酸10 mLをちょうど中和するのに必要な0.1 mol/Lの水酸化ナトリウム水溶液は、20 mLである。
根拠：
問10 中和の完了点の水溶液は、酸と塩基の組合せによらず必ず中性（pH 7）になる。
根拠：
問11 塩酸と水酸化ナトリウム水溶液を中和させると、水のほかに塩として塩化ナトリウムができる。
根拠：
この解説の一次資料
水溶液で水素イオンを出すのが酸、水酸化物イオンを出す（水素イオンを受け取る）のが塩基です。pHは25℃で7が中性、小さいほど酸性で、1違うと水素イオン濃度は10倍違います。中和は酸のH+と塩基のOH-の物質量が等しくなったところで完了し、価数を掛けて計算します。
酸・塩基・pH・中和｜酸の定義
酸は、水に溶けて水素イオン（H+）を生じる物質である。 アレニウスの定義では、水溶液中でH+を生じる物質が酸、水酸化物イオン（OH-）を生じる物質が塩基である。塩化水素（HCl）は水中でH+とCl-に分かれるので酸である。
覚え方酸は、水に溶けて水素イオン（H+）を生じる物質である。
比較して覚える
酸と塩基の性質
酸と塩基を、水溶液中で生じるイオン、ブレンステッド・ローリーの定義、リトマス紙の色の変化、pHで並べます。「酸性の水溶液は赤色リトマス紙を青色に変える」「pHが7より大きいと酸性」といった、逆にした肢が、この表で切り分けられます。
| 事由 | 酸 | 塩基 | 理由・判断ポイント |
|---|---|---|---|
| 水溶液中で生じるイオン | 水素イオン（H+） | 水酸化物イオン（OH-） | 水溶液中で生じるイオン：水素イオン（H+）／水酸化物イオン（OH-） |
| ブレンステッド・ローリーの定義 | 水素イオンを相手に与える物質 | 水素イオンを受け取る物質 | ブレンステッド・ローリーの定義：水素イオンを相手に与える物質／水素イオンを受け取る物質 |
| リトマス紙 | 青色リトマス紙を赤色に変える | 赤色リトマス紙を青色に変える | リトマス紙：青色リトマス紙を赤色に変える／赤色リトマス紙を青色に変える |
| pH（25℃） | 7より小さい（酸性） | 7より大きい（塩基性・アルカリ性） | pH（25℃）：7より小さい（酸性）／7より大きい（塩基性・アルカリ性） |
| 中和 | 酸のH+と塩基のOH-が結びついて水ができ、残りの陽イオンと陰イオンから塩ができる | 酸のH+と塩基のOH-の物質量（価数×濃度×体積）が等しくなったところで完了する | 中和：酸のH+と塩基のOH-が結びついて水ができ、残りの陽イオンと陰イオンから塩ができる／酸のH+と塩基のOH-の物質量（価数×濃度×体積）が等しくなったところで完了する |
水溶液中で生じるイオン
- 酸
- 水素イオン（H+）
- 塩基
- 水酸化物イオン（OH-）
判断ポイント
水溶液中で生じるイオン：水素イオン（H+）／水酸化物イオン（OH-）
ブレンステッド・ローリーの定義
- 酸
- 水素イオンを相手に与える物質
- 塩基
- 水素イオンを受け取る物質
判断ポイント
ブレンステッド・ローリーの定義：水素イオンを相手に与える物質／水素イオンを受け取る物質
リトマス紙
- 酸
- 青色リトマス紙を赤色に変える
- 塩基
- 赤色リトマス紙を青色に変える
判断ポイント
リトマス紙：青色リトマス紙を赤色に変える／赤色リトマス紙を青色に変える
pH（25℃）
- 酸
- 7より小さい（酸性）
- 塩基
- 7より大きい（塩基性・アルカリ性）
判断ポイント
pH（25℃）：7より小さい（酸性）／7より大きい（塩基性・アルカリ性）
中和
- 酸
- 酸のH+と塩基のOH-が結びついて水ができ、残りの陽イオンと陰イオンから塩ができる
- 塩基
- 酸のH+と塩基のOH-の物質量（価数×濃度×体積）が等しくなったところで完了する
判断ポイント
中和：酸のH+と塩基のOH-が結びついて水ができ、残りの陽イオンと陰イオンから塩ができる／酸のH+と塩基のOH-の物質量（価数×濃度×体積）が等しくなったところで完了する
01酸・塩基・pH・中和の重要暗記項目
酸・塩基・pH・中和｜酸の定義
酸は、水に溶けて水素イオン（H+）を生じる物質である。 アレニウスの定義では、水溶液中でH+を生じる物質が酸、水酸化物イオン（OH-）を生じる物質が塩基である。塩化水素（HCl）は水中でH+とCl-に分かれるので酸である。
覚え方酸は、水に溶けて水素イオン（H+）を生じる物質である。
酸・塩基・pH・中和｜ブレンステッドの定義
ブレンステッド・ローリーの定義では、水素イオンを相手に与える物質が酸、水素イオンを受け取る物質が塩基である。 水素イオンを与えるのは酸で、塩基は水素イオンを受け取る物質である。アンモニア（NH3）は水からH+を受け取ってNH4+になるので塩基である。
覚え方ブレンステッド・ローリーの定義では、水素イオンを相手に与える物質が酸、水素イオンを受け取る物質が塩基である。
ひっかけ注意水素イオンを与えるのは酸で、塩基は水素イオンを受け取る物質である。アンモニア（NH3）は水からH+を受け取ってNH4+になるので塩基である。
酸・塩基・pH・中和｜リトマス紙の色
酸性の水溶液は青色リトマス紙を赤色に、塩基性の水溶液は赤色リトマス紙を青色に変える。 塩基性の水溶液は赤色リトマス紙を青色に変え、酸性の水溶液は青色リトマス紙を赤色に変える。どちらの色も変えなければ中性である。
覚え方酸性の水溶液は青色リトマス紙を赤色に、塩基性の水溶液は赤色リトマス紙を青色に変える。
酸・塩基・pH・中和｜pHと酸性・塩基性
25℃では、pH 7が中性で、7より小さいと酸性、7より大きいと塩基性（アルカリ性）である。 pHが小さいほど水素イオン濃度が高く、酸性が強い。25℃でpHが7より大きい水溶液は塩基性（アルカリ性）である。
覚え方25℃では、pH 7が中性で、7より小さいと酸性、7より大きいと塩基性（アルカリ性）である。
ひっかけ注意pHが小さいほど水素イオン濃度が高く、酸性が強い。25℃でpHが7より大きい水溶液は塩基性（アルカリ性）である。
酸・塩基・pH・中和｜pHの差と濃度
pHが1小さくなると水素イオン濃度は10倍になる。pHが2違えば100倍違う。 pHは水素イオン濃度［H+］を使い、pH＝−log10［H+］で表す。pH 3は［H+］＝10^-3 mol/L、pH 5は10^-5 mol/Lなので、その比は10^2＝100倍である。
覚え方pHが1小さくなると水素イオン濃度は10倍になる。pHが2違えば100倍違う。
酸・塩基・pH・中和｜塩酸のpH
0.01 mol/Lの塩酸（電離度1）の水素イオン濃度は0.01 mol/L＝10^-2 mol/Lで、pHは2である。 塩酸は1価の強酸で、ほぼ完全に電離するので［H+］＝0.01＝10^-2 mol/Lとなり、pHは2である。pHが1になるのは0.1 mol/Lの塩酸である。
覚え方0.01 mol/Lの塩酸（電離度1）の水素イオン濃度は0.01 mol/L＝10^-2 mol/Lで、pHは2である。
ひっかけ注意塩酸は1価の強酸で、ほぼ完全に電離するので［H+］＝0.01＝10^-2 mol/Lとなり、pHは2である。pHが1になるのは0.1 mol/Lの塩酸である。
酸・塩基・pH・中和｜うすめたときのpH
酸の水溶液を水で10倍にうすめるごとに、pHは1ずつ大きくなる。ただし、酸をうすめてもpHが7を超えて塩基性になることはない。 100倍にうすめると水素イオン濃度は10^-2から10^-4 mol/Lになるので、pHは4になる。さらにうすめていくとpHは7に近づくが、酸の水溶液が塩基性になることはない。
覚え方酸の水溶液を水で10倍にうすめるごとに、pHは1ずつ大きくなる。ただし、酸をうすめてもpHが7を超えて塩基性になることはない。
酸・塩基・pH・中和｜強酸と弱酸
酸の強弱は電離度で決まり、酢酸は水溶液中で一部しか電離しない弱酸である。塩酸・硫酸・硝酸は強酸である。 酢酸（CH3COOH）は水溶液中でごく一部しか電離しない弱酸である。同じ濃度の塩酸より水素イオン濃度が小さく、pHは大きくなる。強酸か弱酸かは価数ではなく電離度で決まる。
覚え方酸の強弱は電離度で決まり、酢酸は水溶液中で一部しか電離しない弱酸である。塩酸・硫酸・硝酸は強酸である。
ひっかけ注意酢酸（CH3COOH）は水溶液中でごく一部しか電離しない弱酸である。同じ濃度の塩酸より水素イオン濃度が小さく、pHは大きくなる。強酸か弱酸かは価数ではなく電離度で決まる。
覚える数字と、狙われる引っかけ
- ひっかけ水素イオンを与えるのは酸で、塩基は水素イオンを受け取る物質である。アンモニア（NH3）は水からH+を受け取ってNH4+になるので塩基である。
- ひっかけpHが小さいほど水素イオン濃度が高く、酸性が強い。25℃でpHが7より大きい水溶液は塩基性（アルカリ性）である。
- ひっかけ塩酸は1価の強酸で、ほぼ完全に電離するので［H+］＝0.01＝10^-2 mol/Lとなり、pHは2である。pHが1になるのは0.1 mol/Lの塩酸である。
- ひっかけ酢酸（CH3COOH）は水溶液中でごく一部しか電離しない弱酸である。同じ濃度の塩酸より水素イオン濃度が小さく、pHは大きくなる。強酸か弱酸かは価数ではなく電離度で決まる。
- ひっかけ中和でできる塩の性質によって、中和点のpHは変わる。酢酸と水酸化ナトリウムの中和点は塩基性、塩酸とアンモニアの中和点は酸性になる。pH 7になるのは強酸と強塩基の組合せである。
02試験で正誤を分けるチェック順
- 1酸は、水に溶けて水素イオン（H+）を生じる物質である。
問題文の限定語を先に拾い、上の暗記項目と照合してから結論を出します。
- 2ブレンステッド・ローリーの定義では、水素イオンを相手に与える物質が酸、水素イオンを受け取る物質が塩基である。
問題文の限定語を先に拾い、上の暗記項目と照合してから結論を出します。
- 3酸性の水溶液は青色リトマス紙を赤色に、塩基性の水溶液は赤色リトマス紙を青色に変える。
問題文の限定語を先に拾い、上の暗記項目と照合してから結論を出します。
- 425℃では、pH 7が中性で、7より小さいと酸性、7より大きいと塩基性（アルカリ性）である。
問題文の限定語を先に拾い、上の暗記項目と照合してから結論を出します。
- 5pHが1小さくなると水素イオン濃度は10倍になる。pHが2違えば100倍違う。
問題文の限定語を先に拾い、上の暗記項目と照合してから結論を出します。
- 60.01 mol/Lの塩酸（電離度1）の水素イオン濃度は0.01 mol/L＝10^-2 mol/Lで、pHは2である。
問題文の限定語を先に拾い、上の暗記項目と照合してから結論を出します。
- 7酸の水溶液を水で10倍にうすめるごとに、pHは1ずつ大きくなる。ただし、酸をうすめてもpHが7を超えて塩基性になることはない。
問題文の限定語を先に拾い、上の暗記項目と照合してから結論を出します。
- 8酸の強弱は電離度で決まり、酢酸は水溶液中で一部しか電離しない弱酸である。塩酸・硫酸・硝酸は強酸である。
問題文の限定語を先に拾い、上の暗記項目と照合してから結論を出します。
- 9中和は、酸が出すH+の物質量と塩基が出すOH-の物質量が等しくなったところで完了する。物質量は「価数×濃度×体積」で求める。
問題文の限定語を先に拾い、上の暗記項目と照合してから結論を出します。
- 10中和が完了した点の水溶液は、強酸と強塩基の組合せなら中性だが、弱酸と強塩基なら塩基性、強酸と弱塩基なら酸性になる。
問題文の限定語を先に拾い、上の暗記項目と照合してから結論を出します。
- 11中和では、酸のH+と塩基のOH-が結びついて水ができ、残った陽イオンと陰イオンから塩ができる。
問題文の限定語を先に拾い、上の暗記項目と照合してから結論を出します。
03この論点の根拠
- 関連法令
- 内容の基準日
- 2026-11-10
- 復習方法
- 要点を確認した後、○×一問一答で条件の違いを見分ける
法改正により扱いが変わる場合があります。試験日程や申込みに関する情報は、 必ず公式案内も確認してください。
問題演習
酸・塩基・pH・中和の○×一問一答
1/8問解答 0・正解 0
基礎的な物理学及び基礎的な化学
酸・塩基・pH・中和｜酸の定義
酸とは、水に溶けて水素イオン（H+）を生じる物質である。
酸・塩基・pH・中和の○×一問一答11問｜問題と解説
この論点で収録している11問を、正誤と解説つきで通して読めます。 上の演習で迷った問題を見直すときに使ってください。
問1
酸・塩基・pH・中和｜酸の定義酸とは、水に溶けて水素イオン（H+）を生じる物質である。
答え：○（正しい）
解説
正しい。アレニウスの定義では、水溶液中でH+を生じる物質が酸、水酸化物イオン（OH-）を生じる物質が塩基である。塩化水素（HCl）は水中でH+とCl-に分かれるので酸である。 要点：酸は、水に溶けて水素イオン（H+）を生じる物質である。
問2
酸・塩基・pH・中和｜ブレンステッドの定義ブレンステッド・ローリーの定義では、塩基とは水素イオンを相手に与える物質である。
答え：×（誤り）
解説
誤り。水素イオンを与えるのは酸で、塩基は水素イオンを受け取る物質である。アンモニア（NH3）は水からH+を受け取ってNH4+になるので塩基である。 要点：ブレンステッド・ローリーの定義では、水素イオンを相手に与える物質が酸、水素イオンを受け取る物質が塩基である。
問3
酸・塩基・pH・中和｜リトマス紙の色塩基の水溶液は、赤色リトマス紙を青色に変える。
答え：○（正しい）
解説
正しい。塩基性の水溶液は赤色リトマス紙を青色に変え、酸性の水溶液は青色リトマス紙を赤色に変える。どちらの色も変えなければ中性である。 要点：酸性の水溶液は青色リトマス紙を赤色に、塩基性の水溶液は赤色リトマス紙を青色に変える。
問4
酸・塩基・pH・中和｜pHと酸性・塩基性pHの値が7より大きい水溶液は、酸性である。
答え：×（誤り）
解説
誤り。pHが小さいほど水素イオン濃度が高く、酸性が強い。25℃でpHが7より大きい水溶液は塩基性（アルカリ性）である。 要点：25℃では、pH 7が中性で、7より小さいと酸性、7より大きいと塩基性（アルカリ性）である。
問5
酸・塩基・pH・中和｜pHの差と濃度pH 3の水溶液の水素イオン濃度は、pH 5の水溶液の100倍である。
答え：○（正しい）
解説
正しい。pHは水素イオン濃度［H+］を使い、pH＝−log10［H+］で表す。pH 3は［H+］＝10^-3 mol/L、pH 5は10^-5 mol/Lなので、その比は10^2＝100倍である。 要点：pHが1小さくなると水素イオン濃度は10倍になる。pHが2違えば100倍違う。
問6
酸・塩基・pH・中和｜塩酸のpH0.01 mol/Lの塩酸（電離度1）のpHは1である。
答え：×（誤り）
解説
誤り。塩酸は1価の強酸で、ほぼ完全に電離するので［H+］＝0.01＝10^-2 mol/Lとなり、pHは2である。pHが1になるのは0.1 mol/Lの塩酸である。 要点：0.01 mol/Lの塩酸（電離度1）の水素イオン濃度は0.01 mol/L＝10^-2 mol/Lで、pHは2である。
問7
酸・塩基・pH・中和｜うすめたときのpHpH 2の塩酸を水で100倍にうすめると、pHは4になる。
答え：○（正しい）
解説
正しい。100倍にうすめると水素イオン濃度は10^-2から10^-4 mol/Lになるので、pHは4になる。さらにうすめていくとpHは7に近づくが、酸の水溶液が塩基性になることはない。 要点：酸の水溶液を水で10倍にうすめるごとに、pHは1ずつ大きくなる。ただし、酸をうすめてもpHが7を超えて塩基性になることはない。
問8
酸・塩基・pH・中和｜強酸と弱酸酢酸は、水溶液中でほぼ完全に電離する強酸である。
答え：×（誤り）
解説
誤り。酢酸（CH3COOH）は水溶液中でごく一部しか電離しない弱酸である。同じ濃度の塩酸より水素イオン濃度が小さく、pHは大きくなる。強酸か弱酸かは価数ではなく電離度で決まる。 要点：酸の強弱は電離度で決まり、酢酸は水溶液中で一部しか電離しない弱酸である。塩酸・硫酸・硝酸は強酸である。
問9
酸・塩基・pH・中和｜中和の計算0.1 mol/Lの硫酸10 mLをちょうど中和するのに必要な0.1 mol/Lの水酸化ナトリウム水溶液は、20 mLである。
答え：○（正しい）
解説
正しい。硫酸（H2SO4）は2価なので、H+は2×0.1×0.010＝0.002 molである。水酸化ナトリウムは1価なので、1×0.1×V＝0.002からV＝0.020 L＝20 mLとなる。 要点：中和は、酸が出すH+の物質量と塩基が出すOH-の物質量が等しくなったところで完了する。物質量は「価数×濃度×体積」で求める。
問10
酸・塩基・pH・中和｜中和点のpH中和の完了点の水溶液は、酸と塩基の組合せによらず必ず中性（pH 7）になる。
答え：×（誤り）
解説
誤り。中和でできる塩の性質によって、中和点のpHは変わる。酢酸と水酸化ナトリウムの中和点は塩基性、塩酸とアンモニアの中和点は酸性になる。pH 7になるのは強酸と強塩基の組合せである。 要点：中和が完了した点の水溶液は、強酸と強塩基の組合せなら中性だが、弱酸と強塩基なら塩基性、強酸と弱塩基なら酸性になる。
問11
酸・塩基・pH・中和｜塩の生成塩酸と水酸化ナトリウム水溶液を中和させると、水のほかに塩として塩化ナトリウムができる。
答え：○（正しい）
解説
正しい。HCl＋NaOH→NaCl＋H2Oで、H+とOH-から水ができ、残ったナトリウムイオンと塩化物イオンが塩化ナトリウムという塩になる。酸の陰イオンと塩基の陽イオンからできる化合物を塩という。 要点：中和では、酸のH+と塩基のOH-が結びついて水ができ、残った陽イオンと陰イオンから塩ができる。
酸・塩基・pH・中和の問題を続けて解く
この論点に対応する11問を絞り込んで出題します。