氫離子濃度指數

氫離子濃度指數（hydrogen ion concentration），一般稱為“pH”，由丹麥生物化學家Soren Peter Lauritz Sorensen在1909年提出。符號p來自德語Potenz，意思是“濃度”。H代表氫離子（hydrogen ion） ^[1]  。

為了便於理解和説明pH，首先闡述一下水的電離和水的離子積常數。

水的電離：水是一種極弱的電解質，可以發生微弱的電離，其電離方程式為

，簡寫為

，是一個吸熱過程。水的電離是水分子與水分子之間的相互作用而引起的，因此極難發生，受温度影響，加酸、加鹼都能抑制水的電離。實驗測得，25℃時，1L純水中只有

的水分子發生電離。由水分子電離出的H⁺和OH⁻數目在任何情況下總相等。25℃時，純水中，

。

水的離子積常數定義為

。其中，K_W稱作水的離子積常數，簡稱水的離子積；[H⁺]和[OH⁻]是分別是指整個溶液中氫離子和氫氧根離子的總物質的量濃度。K_W只隨温度變化而變化，是温度常數。譬如，25℃時，[H⁺]=[OH⁻]=1×10⁻⁷mol/L，K_W=1×10⁻¹⁴；100℃時，[H⁺]=[OH⁻]=1×10⁻⁶mol/L，K_W=1×10⁻¹²。

溶液酸性、中性或鹼性的判斷依據是：[H⁺]和[OH⁻]的濃度的相對大小。在任意温度時，溶液[H⁺]>[OH⁻]時呈酸性，[H⁺]=[OH⁻]時呈中性，[H⁺]<[OH⁻]時呈鹼性。但是，當溶液中[H⁺]、[OH⁻]較小時，直接用[H⁺]、[OH⁻]的大小關係表示溶液酸鹼性強弱就顯得很不方便。為了免於用氫離子濃度負冪指數進行計算的繁瑣，數學上定義pH為氫離子濃度（不帶單位）的常用對數的相反數，即pH=-lg[

]。在pH的計算中，[H⁺]指的是溶液中氫離子的物質的量濃度，單位為mol/L。在稀溶液中，氫離子活度約等於氫離子的濃度，可以用氫離子濃度來進行近似計算 ^[1]  。

由於我們計算pH值的時候，氫離子濃度只代入數值，不代入單位，故pH為無量綱量，沒有計量單位（也可以認為單位是“1”）。這裏需要額外説明的是，不是任何一個量都有計量單位，像pH、pOH、化學平衡常數、電離平衡常數等，都沒有計量單位。在計量學中，有一個慣例：如果某個量的定義式帶有指數、對數、三角函數等超越函數的運算，則計算時通常只帶數值，不帶單位，因而，實際上也就不存在諸如

、

、

這樣的單位。

目前有很多方法用於測定溶液的pH：

1.使用pH指示劑。在待測溶液中加入pH指示劑，不同的指示劑根據不同的pH會變化顏色，根據指示劑的研究就可以確定pH的範圍。滴定時，可以作精確的pH標準。

2.使用pH試紙。pH試紙有廣泛試紙和精密試紙，用玻璃棒蘸一點待測溶液到試紙上，然後根據試紙的顏色變化對照標準比色卡可以得到溶液的pH。pH試紙不能夠顯示出油份的pH，因為pH試紙以氫離子來量度待測溶液的pH，但油中沒含有氫離子，因此pH試紙不能夠顯示出油份的pH。

3.使用pH計。pH計是一種測定溶液pH的儀器，它通過pH選擇電極（如玻璃電極）來測定出溶液的pH。pH計可以精確到小數點後兩位 ^[1]  。

在標準温度（25℃）和壓力下，pH＝7的水溶液（例如：純水）為中性，這是因為水在標準温度和壓力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大，則説明H⁺的濃度小於OH⁻的濃度，故溶液鹼性強。於是，pH愈小，溶液的酸性愈強；pH愈大，溶液的鹼性也就愈強。

在25℃時，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。故室温環境下，pH通常是一個介於0和14之間的數（濃硫酸pH約為-2）。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 ^[1]  。

pH是水溶液最重要的理化參數之一，凡涉及水溶液的自然現象，化學變化以及生產過程都與pH有關，因此，在工業、農業、醫學、環保和科研領域都需要測量pH ^{[1]  [2]}  。