酸鹼性

酸性是指由“H⁺”表現出的性質。

説明：(1)酸性和酸不同，酸具有酸性，但具有酸性的不一定是酸。(2)一些鹽自身雖然不含“H⁺”,但在水溶液中通過和水的作用也能產生部分“H⁺”，也能顯現出酸性。例如：NH₄Cl溶液(在NH₄Cl溶液中加入鎂條可以產生氫氣)。 ^[1] 

鹼性是指由“OH^-”表現出的性質。

説明：(1)鹼性和鹼不同,鹼具有鹼性,但具有鹼性的不一定是鹼。(2)一些鹽自身雖然不含“OH^-”，但在水溶液中通過和水的作用也能產生部分“OH^-”，也能顯現出鹼性。例如：CH₃COONa溶液。 ^[1] 

酸鹼性在歷史上的不同階段，有着不同的定義，其中一些早已被淘汰，另一些則一直沿用下來。一般的來説，酸鹼性指的是使酸鹼指示劑變色的性質，但並不是所有的酸鹼都能使酸鹼指示劑變色，這就需要對其進行準確的定義。

布朗斯特與勞倫認為，酸是質子的給予體，鹼是質子的接受體，並且酸鹼存在共軛關係。因此，酸性是物質能提供質子給鹼的性質，鹼性是物質能接受酸提供的質子的性質。同樣地，在此理論中我們可以定量地描述酸鹼的強弱。另外，雖然一些物質仍不符合該理論的酸鹼定義，但仍可擁有酸性 / 鹼性，例如純淨的三氧化硫並不能給出質子，但卻具有較強的酸性。 ^[2] 

路易斯認為，酸是電子的接受體，鹼是電子的給予體。該理論可以詮釋絕大部分物質的酸鹼性的來源，實用性極其廣泛，但是並不能給出酸鹼性強弱的定量關係，甚至有時酸鹼性會無法比較。例如三氟化硼與三氯化硼均是較強的路易斯酸，但在一些酸鹼反應中，三氟化硼體現出的酸性比三氯化硼強，而在另一些情況中，三氯化硼的酸性卻比三氟化硼強。具體的比較酸鹼性強弱，是路易斯酸鹼理論的一大難點，後來提出的HSAB一定程度上彌補了這個缺陷。

在阿倫尼烏斯酸鹼理論中，酸鹼性的強弱可以通過水溶液中的氫離子與氫氧根離子濃度進行定量比較（這裏的濃度準確來講是活度，但稀溶液中氫離子濃度與活度接近，可用易於獲得數據的濃度代替活度），氫離子濃度表示為c(H⁺)，氫氧根濃度表示為c(OH^-)，氫離子濃度越大酸性越強，氫氧根離子濃度越大鹼性越強。同温度下，水溶液中c(H⁺) · c(OH^-)是定值，由此可見酸性越強的溶液鹼性越弱，鹼性越強的溶液酸性越弱。

1909年丹麥的一位化學家提出用pH來表示酸鹼性的強弱，pH是氫離子濃度的負對數，即：

pH = - log[H⁺]，同理pOH是氫氧根離子濃度的負對數

引入pH的一大好處是簡便了書寫，並且方便比較溶液的酸鹼性強弱。298K時，水溶液中c(H⁺) · c(OH^-)是定值10^-14，所以pH + pOH = 14。pH<7的溶液呈酸性，pH=7的溶液呈中性，pH>7的溶液呈鹼性。

溶液酸性、中性或鹼性的判斷依據是：c(H⁺)和c(OH^-)的相對大小.在任意温度時溶液c(H⁺)>c(OH^-)時呈酸性，c(H⁺)=c(OH^-)時呈中性，c(H⁺)<c(OH^-)時呈鹼性.

在標準温度(25℃)和壓強下，pH=7的水溶液（如：純水）為中性，這是因為水在標準壓強和温度下自然電離出的氫離子和氫氧根離子濃度的乘積（水的離子積常數）始終是1×10^-14，且兩種離子的濃度都是1×10^-7mol/L。pH小説明H⁺的濃度大於OH^-的濃度，故溶液酸性強，而pH增大則説明H⁺的濃度小於OH^-的濃度，故溶液鹼性強。所以pH愈小，溶液的酸性愈強；pH愈大，溶液的鹼性也就愈強。

通常pH是一個介於0和14之間的數,當pH<7的時候,溶液呈酸性，當pH>7的時候,溶液呈鹼性，當pH=7的時候,溶液呈中性。但在非水溶液或非標準温度和壓力的條件下，pH=7可能並不代表溶液呈中性，這需要通過計算該溶劑在這種條件下的電離常數來決定pH為中性的值。如373K（100℃）的温度下，pH=6為中性溶液。

測酸鹼性可以用石蕊試液和酚酞，石蕊試液遇中性不變色，遇酸性變紅，遇鹼性變藍；酚酞遇中性、酸性均不變色，遇鹼性變成紅色。 ^[3] 

測量酸鹼性的較精確方法是pH試紙，酸度計與中和滴定。其中pH試紙的精確度較差，一般只有一位，或沒有有效數字，酸度計的精確度可達2~3位有效數字，滴定則可以達到小數點後兩位。

隨着科學的進步，還可以使用ph計來測量酸鹼度，並且採用pH計能更好地控制化學反應，達到提高生產率和產品質量以及安全生產的目的。帶有自動記錄的pH測量系統還可對污染公害提供訴訟的證據。某些間歇生產過程（例如某些化肥生產、食品加工過程）採用pH計後可變為連續生產方式。在現代工業中採用pH計比其他類型的連續分析儀表的總和還多。幾乎凡需用水的生產部門都需要採用pH計。其應用範圍從工業用水和廢物處理到採礦中的浮選過程，包括紙漿和造紙、金屬加工、化工、石油、合成橡膠生產、發電廠、製藥、食品加工等廣泛領域。