什麼是酸和鹼？
酸是質子（H+）的給體，鹼是質子的受體——這是 Brønsted–Lowry 定義，也是本頁每個面板使用的定義。醋（乙酸）把質子給水；氨接受質子變成銨。每種酸都與它交出質子後留下的物種配對：這一對——乙酸 CH3COOH 與乙酸根 CH3COO−，或銨 NH4+ 與氨 NH3——就是共軛酸鹼對，緩衝液和滴定的全部化學都是對這些對的記賬。
要記住的一個數字：pH 標度是對數的。一個 pH 單位意味著 [H+] 十倍的變化，所以 pH 3 不是比 pH 7“酸一點點”——它酸 10,000 倍。
pH 與 pOH：在對數標度上數質子
由於 [H+] 在電池酸和管道疏通劑之間跨越十四個數量級以上，化學家把它壓縮：pH = −log10[H+]。水本身總會略微解離，[H+][OH−] = Kw = 1.0×10−14（25°C），這就是 pH + pOH = 14 的原因：一個升高，另一個等量下降。中性只是指 [H+] = [OH−] = 10−7，它只在 25°C 時才是 pH 7——熱的純水略低於 7 但仍然是完全中性的。作為本頁可復現的標度校驗：pH 3.5（大約橙汁的酸度）對應 [H+] = 3.16×10−4 mol/L。
| 物質 | 近似 pH | 物質 | 近似 pH |
|---|
| 胃酸 | 1.5–2 | 純水（25°C） | 7.0 |
| 檸檬汁 | ~2.4 | 人血 | 7.35–7.45 |
| 黑咖啡 | ~5 | 海水 | ~8.1 |
| 牛奶 | ~6.7 | 家用氨水 | ~11.5 |
Ka、Kb 與 pKa：酸有多強？
HCl 等強酸基本完全解離——倒進水裡幾乎每個分子都交出質子。弱酸達到平衡：HA ⇌ H+ + A−，由 Ka = [H+][A−]/[HA] 描述。乙酸的 Ka = 1.8×10−5，通常寫作 pKa = 4.74（與 pH 相同的 −log 把戲）。有用的是配對規則：共軛對的 Ka × Kb = Kw，所以越強的酸其共軛鹼自動越弱。乙酸根是弱乙酸arpartner，是非常弱的鹼，Kb = 5.6×10−10（pKb = 9.26）——兩個換算都可以在上面的 Ka & Kb 面板執行。
緩衝液與 Henderson–Hasselbalch 方程
緩衝液是弱酸與其共軛鹼以相近量存在的混合物。加入的 H+ 被 A− 吃掉；加入的 OH− 被 HA 吃掉；無論哪種情況比值幾乎不動，所以 pH 幾乎不動。這套記賬可以壓縮成 pH = pKa + log10([A−]/[HA])。兩種濃度相等時 pH 恰好等於 pKa，比值每十倍變化 pH 恰好移動一個單位——對 pKa 為 4.76 的乙酸鹽緩衝液，1:10 示例按鈕給出 pH 5.76。可靠的緩衝只覆蓋 pKa ± 1（比值 0.1–10），這就是選擇緩衝液意味著選擇 pKa 靠近目標 pH 的體系。血液是典範：碳酸氫鹽/CO2 對把血漿維持在 7.35–7.45，超出這個視窗酶就停止工作。
滴定曲線：看著緩衝被打破
向酸中加入強鹼會持續改變 [A−]/[HA] 比值，曲線就是畫出來的 Henderson–Hasselbalch 方程。早期緩衝液吸收鹼，pH 緩慢爬升——平坦區。在等當點鹼與酸的摩爾數恰好相等；曲線在這裡幾乎豎直，這正是該點標記滴定終點的原因。走到一半時 [A−] = [HA]，所以 pH 等於 pKa——這是從曲線測量 pKa 的標準方法。強酸+強鹼在 pH 7 相遇，但弱酸+強鹼終點高於 7（預設乙酸樣品約 8.7），因為燒瓶裡剩下的是弱鹼。
常見誤解
- 強等於濃。不對——強度是酸解離的完全程度，濃度是它有多少。0.001 M HCl 是稀的強酸；冰醋酸是濃的弱酸。
- 中性永遠是 pH 7。只在 25°C（Kw = 10−14）時成立。中性就是 [H+] = [OH−]，僅此而已。
- pH 止於 0 和 14。那只是 25°C 水標度的邊界。12 M HCl 大約是 pH −1，濃 NaOH 超過 14。
- 弱酸 pH = 濃度的 −log。這條捷徑只對強酸成立。弱酸的 pH 還需要它的 Ka，因為大多數分子從不解離。
相關工具：化學平衡（Ka 這類平衡常數的來源）、光譜（用光測量濃度）和 生物計算器（微摩爾單位的緩衝液配方）。
