pH, àcids i bases

El pH és logarítmic i es defineix amb activitat

Termodinàmicament, pH = −log₁₀ a(H⁺). En exercicis introductoris amb solucions prou diluïdes, s’aproxima sovint l’activitat per la concentració d’hidroni respecte de l’estat estàndard i s’escriu pH ≈ −log₁₀[H₃O⁺]. Aquesta és una aproximació, no la definició completa.

Una diferència d’una unitat de pH correspon aproximadament a un factor deu en activitat d’ions hidrogen. Per això pH 2 no és «una mica més àcid» que pH 3: la magnitud relacionada ha canviat aproximadament deu vegades.

Àcids i bases formen parells conjugats

En el model de Brønsted–Lowry, un àcid dona un protó i una base l’accepta. Quan HA perd H⁺ es transforma en A⁻, la seva base conjugada. Quan B capta H⁺ forma BH⁺, el seu àcid conjugat. Aquest llenguatge descriu la reacció, no una etiqueta permanent de la substància.

L’aigua pot actuar com a àcid o com a base. En la seva autoionització apareixen H₃O⁺ i OH⁻; a 25 °C, en el tractament ideal diluït, K_w ≈ 1,0×10⁻¹⁴ i pH + pOH ≈ 14,00. El valor 14 no és universal: K_w depèn de la temperatura.

Força i concentració no són el mateix

Un àcid fort s’ionitza molt extensament en aigua dins del règim on el model és aplicable. La concentració indica quant àcid s’ha preparat per volum. Una solució molt diluïda d’un àcid fort pot tenir menys H₃O⁺ que una solució més concentrada d’un àcid feble.

Per un àcid feble HA, K_a = a(H⁺)a(A⁻)/a(HA) expressa l’equilibri. pK_a = −log₁₀K_a: com més petit és pK_a, més favorable és la dissociació àcida en el medi de referència.

Tampons i Henderson–Hasselbalch

Una barreja d’un àcid feble i la seva base conjugada pot esmorteir canvis de pH perquè pot consumir petites quantitats d’àcid o base afegides. Sota les aproximacions habituals, pH ≈ pK_a + log₁₀([A⁻]/[HA]). La relació és més útil quan totes dues formes són presents en quantitats apreciables.

Un tampó no manté el pH perfectament fix i té una capacitat limitada. A concentracions altes o força iònica significativa, cal tornar a activitats i a un tractament d’equilibri més complet.

K_a, pK_a i direcció de l’equilibri

Per HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻, K_a descriu la posició de l’equilibri i pK_a = −log K_a. Un pK_a més petit correspon a un àcid més fort en el mateix medi.

En una transferència de protó, l’equilibri tendeix cap al costat que conté l’àcid i la base més febles. Aquesta comparació de pK_a és més general que memoritzar etiquetes d’«àcid fort» o «àcid feble».

Àcids polipròtics

H₂CO₃, H₃PO₄ i altres àcids polipròtics s’ionitzen per etapes, cadascuna amb el seu K_a i pK_a. En general, el primer protó es perd més fàcilment que els següents perquè extreure un protó d’una espècie cada vegada més negativa és menys favorable.

Explorador pH / pK_a

Henderson–Hasselbalch és especialment útil quan totes dues formes conjugades són presents en quantitats apreciables. No és la primera eina per una solució que conté inicialment només un àcid feble.

Titulacions, equivalència i mesures reals

En una titulació d’àcid fort amb base forta, l’equivalència la fixa la neutralització estequiomètrica. «pH = 7» no és una regla universal: a l’equivalència d’un àcid feble amb una base forta queda la base conjugada i la solució és típicament bàsica.

A la meitat de l’equivalència d’una titulació simple d’àcid feble, [A⁻] = [HA], de manera que pH = pK_a. És un punt químicament significatiu de la corba.

Indicadors i elèctrodes de pH

Un indicador àcid–base és un parell conjugat feble les dues formes del qual absorbeixen la llum visible de manera diferent. El seu interval de canvi útil és proper al seu pK_a. Un elèctrode de pH mesura un potencial electroquímic relacionat amb l’activitat d’hidrogen i necessita calibratge amb tampons coneguts.

Exemples resolts