最後更新：2026-06-14

pH 的定義

pH 是衡量水溶液酸鹼性的尺度，定義為氫離子濃度以 10 為底的負對數。25°C 時 pH 由 0 到 14：低於 7 為酸性，等於 7 為中性，高於 7 為鹼性。由於採用對數尺度，每變動一個 pH 單位即代表氫離子濃度十倍的差異。

pH 與 pOH 公式

$$\text{pH} = -\log_{10}[\text{H}^+]$$

符號	物理量	單位
pH	酸度量度	無單位
[H⁺]	氫離子濃度	mol/L（M）
pOH	鹼度量度	無單位
[OH⁻]	氫氧根離子濃度	mol/L（M）

反向計算可由 pH 求得濃度：$[\text{H}^+] = 10^{-\text{pH}}$。對氫氧根離子亦有對應關係：$\text{pOH} = -\log_{10}[\text{OH}^-]$。

計算範例

[H⁺] = 1×10⁻³ M 的溶液，pH 為何？

$$\text{pH} = -\log_{10}(10^{-3}) = 3$$

該溶液為酸性。反向計算時，pH 5 對應的氫離子濃度為 $[\text{H}^+] = 10^{-5} = 1 \times 10^{-5}\ \text{M}$。

pH 與 pOH 的關係

25°C 時，pH 與 pOH 之和恆為 14：

$$\text{pH} + \text{pOH} = 14$$

此關係源於水的自解離，其離子積 $[\text{H}^+] \times [\text{OH}^-] = K_w = 1 \times 10^{-14}$。兩邊取負對數即得上式。因此 pH 4 的溶液 pOH 為 10。須注意常數 14 適用於 25°C，因 Kw 與溫度有關，在其他溫度下會略有變動。

pH 尺度上的常見溶液

溶液	約略 pH	酸鹼性
檸檬汁	2	酸性
黑咖啡	5	酸性
純水	7	中性
小蘇打溶液	9	鹼性
家用漂白水	13	鹼性

強酸鹼與弱酸鹼的差異

本工具直接由輸入的氫離子濃度推算 pH，此對完全解離的強酸與強鹼（如 HCl、NaOH）為精確結果。弱酸與弱鹼僅部分解離，其 [H⁺] 低於名目濃度，並取決於酸解離常數 Ka，須先求出實際的 [H⁺] 再輸入本工具。配製緩衝溶液時，可改用亨德森-哈塞爾巴爾赫方程式計算，由 pKa 與共軛鹼對弱酸的比值直接求出 pH。

常見問題（FAQ）

pH 的公式是什麼

pH 是氫離子濃度以 10 為底的負對數：pH = −log₁₀[H⁺]，其中 [H⁺] 以每公升莫耳數計。例如 [H⁺] = 1×10⁻³ M 的溶液，pH = −log₁₀(10⁻³) = 3。反向計算則為 [H⁺] = 10^(−pH)。由於此尺度為對數，每變動一個 pH 單位，即代表氫離子濃度有十倍的差異。

pH 與 pOH 有什麼關係

25°C 時 pH + pOH = 14。此關係源於水的自解離，[H⁺] × [OH⁻] = Kw = 1×10⁻¹⁴；兩邊取負對數即得 pH + pOH = 14。因此 pH 4 的溶液 pOH 為 10，pH 11 的溶液 pOH 為 3。常數 14 適用於 25°C，因 Kw 與溫度有關，在其他溫度下此值會略有變動。

pH 尺度代表什麼意義

25°C 時 pH 尺度由 0 到 14。pH 低於 7 為酸性（H⁺ 多於 OH⁻），恰好 7 為中性（兩者相等），高於 7 則為鹼性（OH⁻ 多於 H⁺）。常見例子：檸檬汁約 2、黑咖啡約 5、純水為 7、小蘇打溶液約 9、家用漂白水約 13。極濃的強酸或強鹼可能出現低於 0 或高於 14 的值。

本工具為何假設為強酸與強鹼

本工具直接由輸入的氫離子濃度推算 pH，此對完全解離的強酸與強鹼（如 HCl、NaOH 等）為精確結果。弱酸與弱鹼僅部分解離，其 [H⁺] 低於名目濃度，並取決於酸解離常數（Ka）。處理弱酸時，須先由 Ka 與濃度求出 [H⁺]，再將該 [H⁺] 輸入本工具。