氫離子濃度指數

pH是1909年由丹麥生物化學家Soren Peter Lauritz Sorensen提出。p來自德語Potenz（means potency,power），意思是濃度、力量，H（hydrogen ion）代表氫離子（H）；有時候pH也被寫為拉丁文形式的Pondus hydrogenii（Pondus=壓強、壓力，hydrogen=氫）。

如果某溶液所含氫離子的濃度為每升0.00001摩爾（mol/L），

它的氫離子濃度指數就是5，計算方法為-lg[濃度值]。

與其相反，如果某溶液的氫離子濃度指數為5，他的氫離子濃度為0.00001摩爾每升（mol/L），計算方法為10^（-濃度指數）

氫離子濃度指數（pH值）一般在0-14之間，在常溫下（25℃時），當它為7時溶液呈中性，小于7時呈酸性，值越小，酸性越強；大于7時呈堿性，值越大，堿性越強。

當溫度升高，中性對應的pH值逐漸減小【當在95℃時，中性對應的pH值=6，pH小于6時呈酸性，值越小，酸性越強；大于6時呈堿性，值越大，堿性越強。此時，在0-12之間。^[1]

pH是溶液中氫離子活度的一種標度，也就是通常意義上溶液酸堿程度的衡量標準。pH值越趨向于0表示溶液酸

性越強，反之，越趨向于14表示溶液堿性越強，在常溫下，pH=7的溶液為中性溶液。

由于實際中的溶液不是理想溶液，所以僅僅用H+濃度是不可以準確測量的，因此也無法準確計算得到溶液的pH。故而應當采用H+活度，即pH=-lg aH+=-lgγ·cH+。這樣從理論上講只要知道氫離子的活度aH+就可以得到溶液的準確pH。

在常溫下（25℃時），pH>7為堿性pH<7為酸性。

積常數

水的電離

為了便于理解和說明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：H2O+H2O≒H3O+ + OH-，簡寫為H2O≒H+ + OH-，是一個吸熱過程。水的電離受溫度影響，加酸加堿都能抑制水的電離。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。實驗測得，25℃時1L純水中只有1×10^（-7）mol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[H+]=[OH-]=1×10^（-7）mol/L.

水的離子積常數：[H+]·[OH-]=K（W），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）只隨溫度變化而變化，是溫度常數.如25℃，[H+]=[OH-]=1×10^（-7）mol/L,K（W）=1×10^（-14）;100℃時，[H+]=[OH-]=1×10^（-6）mol/L,K（W）=1×10^（-12）.水的pH值

pH值是水溶液zui重要的理化參數之一。凡涉及水溶液的自然現pH和溶液的酸堿性

象?；瘜W變化以及生產過程都與pH值有關，因此，在工業、農業、醫學、環保和科研領域都需要測量pH值。

水的pH值是表示水中氫離子活度的負對數值，表示為：

pH=－lgaH+

pH值有時也稱氫離子指數，由于氫離子活度的數值往往很小，在應用上很不方便，所以就用pH值pH試紙

這一概念來作為水溶液酸性、堿性的判斷指標。而且，氫離子活度的負對數值能夠表示出酸性、堿性的變化幅度的數量級的大小，這樣應用起來就十分方便，并由此得到：

⑴中性水溶液，pH=7

⑵酸性水溶液，pH<7，pH值越小，表示酸性越強；

⑶堿性水溶液，pH>7，pH值越大，表示堿性越強。

 

 

溶液酸性、中性或 堿性的判斷依據是：[H+]和[OH-]的濃度的相對大?。谌我鉁囟葧r溶液[H+]>[OH-]時呈酸性，[H+]=[OH-]時呈中性， [H+]<[OH-]時呈堿性．但當溶液中[H+]、[OH-]較小時，直接用[H+]、[OH-]的大小關系表示溶液酸堿性強弱就顯得很不方便． 為了免于用氫離子濃度負冪指數進行計算的繁瑣，丹麥生物化學家澤倫森（Soernsen）在1909年建議將此不便使用的數值用對數代替，并定義 為"pH"。數學上定義pH為氫離子濃度的常用對數負值，即：pH=-log[H+].

在標準溫度（25℃）和壓力下，pH=7的水溶液（如：純水）為中性，這是因為水在標準溫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是1×10^（-7）mol/L。pH值小說明H+的濃度 大于OH-的濃度，故溶液酸性強，而pH值增大則說明H+的濃度小于OH-的濃度，故溶液堿性強。所以pH值愈小，溶液的酸性愈強；pH愈大，溶液的堿性 也就愈強。

通常pH值是一個介于0和14之間的數，當pH<7的時候，溶液呈酸性，當pH>7的時候，溶液呈堿 性，當pH=7的時候，溶液呈中性.但在非水溶液或非標準溫度和壓力的條件下，pH=7可能并不代表溶液呈中性，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℃）的溫度下，pH=6為中性溶液。

pH計算

在pH的計算中[H+]指的是溶液中氫離子的物質的量濃度（有時也被寫為[H3O+]，水合氫離子的物質的量濃度），單位為mol/L（摩爾/升），在稀溶液中，氫離子活度約等于氫離子的濃度，可以用氫離子濃度來進行近似計算。

pH測定

有很多方法來測定溶液的pH值：　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值會變化顏色，根據指示劑的研究就可以確定pH的范圍。滴定時，可以作的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，然后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，原因是pH試紙以氫鐵制成并以氫鐵來測定待測溶液的pH值，而油中不含氫鐵。

3.使用pH計。pH計是一種測定溶液pH值的儀器，它通過pH選擇電極（如玻璃電極）來測定出溶液的pH。pH計可以到小數點后兩位。

此外還有許多其他更為先進更為的pH值測算方法和手段。

節選自《水質 PH值的測定 玻璃電極法》^[

1 適用范圍

1.1 本法適用于飲用水、地面水及工業廢水pH值的測定。

1.2 水的顏色、濁度、膠體物質、氧化劑、還原劑及高含鹽量均不干擾測定；但在pH<1的強酸性溶液中，會有所謂"酸誤差"，可按酸度測定；在 pH>10的堿性溶液中，因有大量鈉離子存在，產生誤差，使讀數偏低，通常稱為"鈉差"。消除"鈉差"的方法，除了使用特制的"低鈉差"電極外，還 可似選用與被測溶液的pH值相近似的標準緩沖溶液對儀器進行校正。

溫度影響電極的電位和水的電離平衡。須注意調節儀器的補償裝置與溶液的溫度一致，并使被測樣品與校正儀器用的標準緩沖溶液溫度誤差在±1℃之內。

2 定義

pH是從操作上定義的。對于溶液x，測出伽伐尼電池參比電極1KC1濃溶液H溶液×|H2|pt的電動勢EX。將朱知pH（X）的溶液X換成標準pH溶液S，同樣測出電池的電動勢ES，則

pH（X）=pH（S）+（Es—Ex）F/（RTIn10）

3 原理

pH值由測量電池的電動勢而得。該電池通常由飽和甘汞電極為參比電極，玻璃電極為指示電極所組成。在25℃，溶液中每變化1個pH單位，電位差改變為59.16毫伏，據此在儀器上直接以pH的讀數表示。溫度差異在儀器上有補償裝置。

 

pOH（氫氧根離子濃度指數）是和pH相對應的表示溶液中氫氧根離子活度的概念，定義如下：

當在298K（25℃）的時候，水的離子積Kw = [H][OH]=10^（-14） 因為log Kw = log [H] + log [OH]，所以此時pOH=14-pH。

pOH值指的是溶液的堿度，以溶液中OH-（氫氧根離子）濃度來表示 ，與pH所表示的溶液酸度相對應，pOH等于氫氧根離子的濃度的負常用對數，

即：pOH=-lg[OH-].

根據pOH值可以計算出溶液中氫氧根離子的濃度。

25攝氏度的水溶液中，pOH與pH值關系：

pH+pOH=14.0

所以，pH =14.0-pOH

在計算堿性溶液的pH時必須先計算出溶液的 pOH，再根據pH =14.0-pOH計算出溶液的pH值。

 

由pH的定義可知，pH是衡量溶液酸堿性的尺度，在很多方面需要控制溶液的酸堿，這些地方都需要知道溶液的pH值。