酸、鹼同 pH：質子轉移同對數標度

由阿累尼烏斯酸到布忍斯特–勞里質子轉移

阿累尼烏斯將酸定義為喺水中產生氫離子嘅化合物，將鹼定義為產生氫氧根離子嘅化合物。呢個定義適用於鹽酸同氫氧化鈉，但無法解釋點解不含氫氧根嘅氨 NH₃ 會令水呈鹼性。

布忍斯特–勞里定義透過聚焦質子解決咗呢個問題。酸係質子供體，鹼係質子受體，所以每個酸鹼反應都係質子由一種物種轉移到另一種物種。氨係鹼，因為佢從水中接受質子：NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq)。

裸質子無法游離存在於水中。佢會同一個水分子結合，形成水合氫離子 H₃O⁺。化學家經常將 H⁺(aq) 作為簡寫，而兩種寫法喺 pH 計算中意思相同。

搵出共軛酸鹼對

當酸提供質子後，剩低嘅就係佢嘅共軛鹼；當鹼接受質子後，就變成佢嘅共軛酸。共軛對嘅兩個成員正好相差一個 H⁺。喺 HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq) 中，酸鹼對係 HF/F⁻ 同 H₃O⁺/H₂O。

水喺 HF 反應中係鹼，喺氨反應中係酸。既可以提供又可以接受質子嘅物種稱為兩性質子物種。碳酸氫根 HCO₃⁻ 係另一個例子：佢可以失去一個質子變成 CO₃²⁻，亦可以獲得一個質子變成 H₂CO₃。

• 寫出方程式，搵出由左至右失去 H⁺ 嘅物種。嗰個就係酸。
• 搵出獲得 H⁺ 嘅物種。嗰個就係鹼。
• 將每個反應物同同佢相差一個 H⁺ 嘅產物配對，並檢查電荷相差一個單位。

強與弱描述嘅係程度，而唔係濃度

強酸喺水中基本上完全電離，所以每個溶解嘅酸分子都產生 H₃O⁺ 同其共軛鹼。常見強酸係 HCl、HBr、HI、HNO₃、HClO₄ 同 H₂SO₄（第一個質子）。常見強鹼係第 1 族金屬以及鈣、鍶同鋇嘅氫氧化物。弱酸只係部分電離，並喺分子同佢嘅離子之間建立平衡。

強度同濃度係兩個獨立嘅概念。強酸嘅稀溶液，水合氫離子可以少過弱酸嘅濃溶液。但係，喺相同濃度下，差別好大。0.10 mol/L 嘅 HCl 溶液 [H₃O⁺] = 0.10 mol/L，pH 為 1.00。乙酸嘅酸電離常數 Ka = 1.8 × 10⁻⁵（OpenStax 附錄 H），喺 0.10 mol/L 時只電離大約 1%，pH 約為 2.9。弱酸平衡計算係另一個主題；本指引只使用呢個比較。

酸嘅強度同其共軛鹼嘅強度相關聯。強酸嘅共軛鹼（例如 Cl⁻ 同 NO₃⁻）喺水中接受質子嘅傾向可以忽略。

水嘅離子積、pH 同 pOH

即使純水都含有少量離子，因為水分子之間會互相轉移質子：2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq)。呢個自電離嘅平衡常數喺 25 °C 下為 Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴。喺純水中，兩個濃度相等，各為 1.0 × 10⁻⁷ mol/L。喺 25 °C 嘅任何水溶液中，只要知道其中一個濃度，就可以用 Kw 除以佢搵出另一個。

由於呢啲濃度跨越許多個十嘅冪，化學家使用對數：pH = −log[H₃O⁺] 同 pOH = −log[OH⁻]。對 Kw 表達式取負對數，得出 25 °C 下 pH + pOH = 14.00。pH 改變一個單位，水合氫離子濃度就改變十倍，所以 pH 3 嘅溶液嘅 [H₃O⁺] 係 pH 5 溶液嘅 100 倍。

中性表示 [H₃O⁺] = [OH⁻]，只有喺 25 °C 時先係 pH 7.00。Kw 隨溫度上升；OpenStax 給出 100 °C 時約為 5.6 × 10⁻¹³，此時中性水嘅 pH 接近 6.1。對於對數，pH 嘅小數位數等於濃度嘅有效數字個數。

計算強酸同強鹼嘅 pH

實例 1。求 4.6 × 10⁻³ mol/L 硝酸嘅 pH。HNO₃ 係強酸，所以 [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L。pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34。濃度有兩個有效數字，所以 pH 有兩個小數位。然後 [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L，喺酸性溶液中細到預期之內。

實例 2。將 0.350 g 氫氧化鉀溶解，配成 750.0 mL 溶液。使用修約至兩個小數位嘅 IUPAC 標準原子量（K 39.10、O 16.00、H 1.01），M(KOH) = 56.11 g/mol。n = 0.350 g / 56.11 g/mol = 6.24 × 10⁻³ mol，而 [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L。pOH = 2.080，pH = 14.00 − 2.080 = 11.92，由 14.00 限制喺兩個小數位。

實例 3。求 3.60 × 10⁻³ mol/L 氫氧化鍶嘅 pH。Sr(OH)₂ 每個式單位釋出兩個氫氧根離子，所以 [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L。pOH = 2.143，pH = 14.00 − 2.143 = 11.86。如果忘記因子 2，pH 會偏低約 0.30。

實例 4。一個溶液嘅 pH 係 4.62。反轉對數：[H₃O⁺] = 10 嘅 −4.62 次方 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L。pH 嘅兩個小數位容許濃度有兩個有效數字。pOH 係 14.00 − 4.62 = 9.38，所以 [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L。

pH 計算中嘅對數同化學計量錯誤

大部分 pH 錯誤來自對數，或者酸或鹼嘅化學式。一個快速嘅常識檢查可以揪出許多錯誤：25 °C 下，酸性溶液 pH 低於 7，鹼性溶液高於 7，而濃度每變十倍，pH 就移動一個單位。

對於極稀嘅強酸要小心。1.0 × 10⁻⁸ mol/L 嘅 HCl 溶液 pH 並唔係 8，因為咁樣就會係鹼性。喺咁低嘅濃度下，水本身電離產生嘅水合氫離子唔可以忽略，完整處理後得出 pH 約為 6.98，剛好低於中性。

• 漏咗負號：細過 1 嘅數嘅 −log 係正數。普通稀溶液出現負 pH，表示符號有誤。
• 忘記化學計量：Ca(OH)₂、Sr(OH)₂ 同 Ba(OH)₂ 每個式單位各釋出兩個 OH⁻。
• 當鹼給出 pOH 時使用 pH：先由 [OH⁻] 求 pOH，然後再換算。
• 將弱酸當作強酸：只有強酸嘅 [H₃O⁺] 先等於酸濃度。
• 喺遠離 25 °C 嘅溫度下應用 pH + pOH = 14.00。