pOH

Quan hệ $pH + pOH = 14.00$ chỉ đúng ở 25°C.

Con số 14.00 sinh ra từ $K_w = 1.0\times10^{-14}$, mà hằng số tự ion hóa của nước phụ thuộc nhiệt độ (temperature dependent) vì phản ứng $2\,\text{H}_2\text{O} \rightleftarrows \text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^-$ là thu nhiệt. Khi nhiệt độ tăng, $K_w$ tăng nên tổng $pH + pOH = pK_w$ nhỏ hơn 14.00, và nước tinh khiết ở 50°C có pH dưới 7.00 mà vẫn trung tính. Điều luôn đúng ở mọi nhiệt độ là trong nước tinh khiết $pH = pOH$, bởi $[\text{H}_3\text{O}^+] = [\text{OH}^-]$; còn con số 7.00 thì không.

Với dung dịch pH = 9.0, pOH bằng 5.0 chứ không phải 9.0, −9.0 hay 23.0.

Đây là ba đáp án nhiễu (distractor) mà đề cố tình gài. Đáp án 9.0 xuất phát từ việc tưởng pOH cũng chính là pH; đáp án −9.0 là lấy dấu âm của pH mà quên rằng dấu âm đã nằm trong định nghĩa $pOH = -\log[\text{OH}^-]$; còn 23.0 là cộng $14 + 9$ thay vì trừ. Hãy nhớ hai đại lượng này bù nhau tới $pK_w$, nên tăng cái này thì cái kia phải giảm.

Nồng độ base ban đầu không phải nồng độ ion hydroxide, trừ khi đó là base mạnh.

Với $\text{KOH}$ — một base mạnh (strong base) điện li hoàn toàn và cho một mol $\text{OH}^-$ trên mỗi mol chất tan — ta được ngay $[\text{OH}^-] = 0.0015\ M$ nên $pOH = -\log(0.0015)$. Nhưng với $\text{NH}_3$ là base yếu, chỉ một phần rất nhỏ phản ứng với nước, nên phải qua $K_b$ mới tìm được $[\text{OH}^-]$ ở trạng thái cân bằng. Lấy thẳng 0.30 M của amoniac để tính pOH là sai lệch tới vài đơn vị.

Nồng độ base tăng gấp đôi không làm pOH giảm đi một nửa.

Vì pOH là hàm logarit, tăng $[\text{OH}^-]$ chỉ kéo pOH xuống theo lượng $\log$ của tỉ số. Trong bảng so sánh $\text{NH}_3$ 0.15 M và 0.30 M, nồng độ hydroxide chỉ tăng khoảng $\sqrt{2}$ lần chứ không gấp đôi, vì với base yếu $[\text{OH}^-] \approx \sqrt{K_b \cdot c}$. Kết quả là pOH giảm chưa tới 0.2 đơn vị: từ 2.78 xuống khoảng 2.63, chứ không phải xuống 1.39.