pH는 수용액의 산성이나 염기성 정도를 나타내는 로그 척도다. 산을 얼마나 녹였는지 나타내는 전체 농도와는 구별된다.
정의와 농도 근사
엄밀한 정의는 수소 이온의 활동도 a(H⁺)에 대한 pH = −log₁₀ a(H⁺)이다. 묽은 수용액의 기초 계산에서는 활동도 대신 하이드로늄 이온의 몰농도를 이용하는 근사가 쓰인다. 이 근사에서 pH가 같으면 [H₃O⁺]가 같다고 해석한다. 활동도 계수가 다른 용액까지 농도가 정확히 같다고 일반화할 수는 없다.
산의 이온화와 전체 농도
강산은 물에서 거의 완전히 이온화하지만 약산은 일부만 이온화한다. 같은 농도의 서로 다른 산이라도 하이드로늄 이온 농도가 다를 수 있다. 반대로 같은 pH의 용액에 포함된 산의 전체 농도가 반드시 같은 것도 아니다.
단양성자 약산 HA만 녹인 단순한 용액에서는 전체 농도를 [HA] + [A⁻]로 나타낸다. pH만으로 이 두 형태의 합을 바로 결정할 수는 없으며 산의 해리상수와 용액의 조성도 필요하다. 같은 단양성자 강산의 묽은 수용액처럼 조건이 제한되면 pH로 산의 농도를 근사할 수 있다.
농도와 물질량
몰농도 c와 용액 부피 V의 곱이 용질의 물질량 n이다. 부피를 L, 농도를 mol/L로 쓰면 물질량의 단위는 mol이 된다. 따라서 같은 농도의 용액이라도 부피가 다르면 들어 있는 산의 총물질량은 다르다.
참고 자료
OpenStax Chemistry 2e: pH and pOH
OpenStax Chemistry 2e: Relative Strengths of Acids and Bases