pH, syrer og baser

pH er logaritmisk og defineres med aktivitet

Termodynamisk gælder pH = −log₁₀ a(H⁺). I indledende opgaver med tilstrækkeligt fortyndede opløsninger erstattes aktiviteten ofte af en koncentrationsapproksimation, pH ≈ −log₁₀[H₃O⁺]. Det er en praktisk tilnærmelse, ikke den fulde definition.

En forskel på én pH-enhed svarer omtrent til en faktor ti i hydrogenionaktivitet. pH 2 er derfor ikke blot “lidt mere surt” end pH 3; den tilknyttede størrelse har ændret sig omtrent ti gange.

Syrer og baser danner konjugerede par

I Brønsted–Lowry-modellen afgiver en syre en proton, og en base optager en proton. Når HA afgiver H⁺, dannes A⁻, den konjugerede base. Når B optager H⁺, dannes BH⁺, den konjugerede syre. Rollen afhænger altså af den konkrete reaktion.

Vand kan optræde både som syre og base. Ved autoionisering dannes H₃O⁺ og OH⁻. Ved 25 °C gælder i en ideal-fortyndet behandling K_w ≈ 1,0×10⁻¹⁴ og pH + pOH ≈ 14,00. Tallet 14 er ikke universelt, fordi K_w afhænger af temperaturen.

Syrestyrke og koncentration er forskellige begreber

En stærk syre ioniserer meget omfattende i vand inden for modellens gyldighedsområde. Koncentrationen fortæller derimod, hvor meget syre der findes pr. volumen. En meget fortyndet stærk syre kan derfor indeholde mindre H₃O⁺ end en mere koncentreret svag syre.

For en svag syre HA beskriver K_a = a(H⁺)a(A⁻)/a(HA) ligevægtens placering. pK_a = −log₁₀K_a; en lavere pK_a svarer til mere favorabel protonafgivelse i det valgte medium.

Buffere og Henderson–Hasselbalch

En blanding af en svag syre og dens konjugerede base kan dæmpe pH-ændringer, fordi den kan optage små tilsatte mængder syre eller base. Under de sædvanlige tilnærmelser gælder pH ≈ pK_a + log₁₀([A⁻]/[HA]).

En buffer holder ikke pH perfekt konstant og har begrænset kapacitet. Ved høj koncentration eller betydelig ionstyrke må man arbejde med aktiviteter og en mere fuldstændig ligevægtsmodel.

Ved ekstrem fortynding kan man heller ikke ignorere vandets egen autoionisering. En formel som pH = −log[syrekoncentration] kan derfor give et fysisk misvisende svar, hvis den anvendes mekanisk på en syremængde, der er meget mindre end den baggrund af H₃O⁺ og OH⁻, som vandets ligevægt selv skaber.

K_a, pK_a og ligevægtens retning

For HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻ beskriver K_a ligevægtens placering, og pK_a = −log K_a. En lavere pK_a svarer i samme opløsningsmiddel til en stærkere syre.

Ved protonoverførsel favoriserer ligevægten normalt siden med den svagere syre og den svagere base. Sammenligning af pK_a-værdier er derfor mere generel end blot at lære etiketterne »stærk« og »svag«.

Polyprotiske syrer

H₂CO₃, H₃PO₄ og andre polyprotiske syrer ioniseres trinvis, og hvert trin har sin egen K_a og pK_a. Det første proton afgives oftest lettere end de næste, fordi det bliver mindre gunstigt at fjerne en proton fra en stadig mere negativ art.

pH / pK_a-udforsker

Henderson–Hasselbalch er især nyttig, når begge konjugerede former findes i væsentlige mængder. For en opløsning, der fra starten kun indeholder en svag syre, er en direkte K_a-ligevægtsberegning normalt et bedre første skridt.

Titrering, ækvivalens og virkelige målinger

Ved titrering af en stærk syre med en stærk base bestemmes ækvivalenspunktet af den støkiometriske neutralisation. »pH = 7« er ikke en universel regel: ved ækvivalens mellem en svag syre og en stærk base er den konjugerede base tilbage, og opløsningen er typisk basisk.

Ved halvækvivalens i en simpel titrering af en svag syre gælder [A⁻] = [HA], så pH = pK_a. Det er et kemisk meningsfuldt punkt på titreringskurven.

Indikatorer og pH-elektroder

En syre-base-indikator er selv et svagt konjugeret par, hvis to former absorberer synligt lys forskelligt. Det nyttige omslagsområde ligger nær indikatorens pK_a. En pH-elektrode måler et elektrokemisk potentiale, der er relateret til hydrogenionaktivitet, og skal kalibreres med kendte buffere.

Løste opgaver