最後更新：2026-07-13

強酸、強鹼與完全解離

強酸或強鹼溶於水後會完全電離。每個 HCl 分子都變成一個 H⁺ 與一個 Cl⁻，每個 NaOH 單位都變成一個 Na⁺ 與一個 OH⁻。由於沒有任何分子保持未電離，反應離子的濃度直接由加入的溶質量決定，不需要平衡常數。這正是強酸強鹼的 pH 只需一步對數即可求得、而非弱酸所需二次方程式的原因。

公式

對強酸而言，氫離子濃度等於每個化學式單位可解離的質子數 n 乘以莫耳濃度 C：

$$[\text{H}^+] = n\,C \qquad \text{pH} = -\log_{10}(n\,C)$$

對強鹼而言，同樣的邏輯適用於氫氧根離子，而 pH 由水的離子積導出：

$$[\text{OH}^-] = n\,C \qquad \text{pOH} = -\log_{10}(n\,C) \qquad \text{pH} = 14 - \text{pOH}$$

符號	物理量	單位
C	酸或鹼的濃度	mol/L (M)
n	每化學式單位可解離的 H⁺ 或 OH⁻	無因次
pH	酸度指標	無因次
pOH	鹼度指標	無因次

pH + pOH = 14 的關係在 25 °C 下成立，此時水的離子積為 Kw = [H⁺][OH⁻] = 1 × 10⁻¹⁴。

多質子酸與多元鹼的係數 n

係數 n 用於處理會釋出多個反應離子的溶質。硫酸 H₂SO₄ 為二質子酸，每個分子提供兩個 H⁺，因此 0.005 M 溶液在氫離子上就相當於 0.01 M。氫氧化鈣 Ca(OH)₂ 與氫氧化鋇 Ba(OH)₂ 各自每化學式單位釋出兩個 OH⁻。像 HCl、HNO₃ 這類單質子酸，以及 NaOH、KOH 這類單氫氧根鹼，則使用 n = 1。

溶質	類型	n	0.01 M 時
HCl	強酸	1	pH 2.00
H₂SO₄	強酸	2	pH 1.70
NaOH	強鹼	1	pH 12.00
Ca(OH)₂	強鹼	2	pH 12.30

硫酸在第二段電離上僅為近似的強酸，因此將其視為完全二質子酸在高濃度下是良好但不精確的模型。

範例計算

0.005 M 硫酸的 pH 是多少？

$$[\text{H}^+] = n\,C = 2 \times 0.005 = 0.01\ \text{M}$$ $$\text{pH} = -\log_{10}(0.01) = 2.00$$

接著 pOH = 14 − 2.00 = 12.00，氫氧根濃度為 [OH⁻] = 10⁻¹² M。pH 遠低於 7，因此該溶液為強酸性。

強與弱

強酸只有寥寥數種：HCl、HBr、HI、HNO₃、HClO₃、HClO₄ 與 H₂SO₄。常見的強鹼是第 1 族氫氧化物（LiOH、NaOH、KOH、RbOH、CsOH）以及較重的第 2 族氫氧化物（Ca(OH)₂、Sr(OH)₂、Ba(OH)₂）。其餘如醋酸、檸檬酸、氨等皆為弱酸弱鹼，只部分電離。對弱酸而言，實際 [H⁺] 遠小於 n·C，須由酸解離常數 Ka 求得。對弱酸使用本計算機會嚴重高估其酸度。

高度稀釋的極限

簡單公式假設溶質提供幾乎全部的 H⁺ 或 OH⁻，忽略水本身貢獻的微量。在一般實驗濃度下這很安全。然而在約 10⁻⁶ M 以下，水的自解離不再可忽略，而且強酸無論多稀都無法使 pH 超過 7。嚴謹的處理須將 [H⁺] = C + Kw/[H⁺] 與電荷平衡聯立求解；在極稀溶液中，真實 pH 會比 −log₁₀(n·C) 所示更接近中性。

常見問題（FAQ）

強酸的 pH 如何計算？

強酸在水中完全解離，因此氫離子濃度等於可解離質子數乘以酸的濃度：[H⁺] = n·C。pH 即為此值的以 10 為底之負對數，pH = −log₁₀(n·C)。例如 0.01 M 的 HCl（n = 1）為 pH = −log₁₀(0.01) = 2。常見的七種強酸為 HCl、HBr、HI、HNO₃、HClO₃、HClO₄ 與 H₂SO₄。

強鹼的 pH 如何求得？

對強鹼而言，先由氫氧根濃度求出 pOH = −log₁₀(n·C)，再以 25 °C 下的 pH = 14 − pOH 換算。例如 0.01 M 的 NaOH（n = 1）為 pOH = 2、pH = 12。0.01 M 的 Ca(OH)₂ 每個化學式單位釋出兩個 OH⁻（n = 2），故 [OH⁻] = 0.02 M、pOH ≈ 1.70、pH ≈ 12.30。

像 H₂SO₄ 這類二質子酸該輸入什麼？

依溶質設定每單位可解離的 H⁺（或 OH⁻）數目。硫酸 H₂SO₄ 釋出兩個質子，故輸入 2：如此 0.005 M 溶液在 H⁺ 上就相當於 0.01 M，pH 為 2。同理 Ba(OH)₂ 與 Ca(OH)₂ 各釋出兩個氫氧根，故用 2。單質子酸（HCl、HNO₃）與單氫氧根鹼（NaOH、KOH）則用 1。

這適用於醋酸之類的弱酸嗎？

不適用。本計算機假設完全解離，僅對強酸與強鹼準確。弱酸與弱鹼（醋酸、氨與多數有機酸）只部分電離，其實際 [H⁺] 遠低於 n·C，且取決於酸解離常數 Ka。對弱酸而言，須先由 Ka 與濃度求出 [H⁺]，再取其負對數。

為何 10⁻⁶ M 的 HCl 其 pH 不剛好是 6？

公式 pH = −log₁₀(n·C) 忽略了水本身提供的 H⁺。在一般濃度下此貢獻可忽略，但在約 10⁻⁶ M 及以下就變得顯著，而且強酸無論多稀都無法使 pH 超過 7。嚴謹的結果須將 [H⁺] = C + Kw/[H⁺] 與電荷平衡聯立求解；在極稀溶液中，真實 pH 會比簡單公式的預測更接近 7。