pH, kiseline i baze
Kiselinsko-bazna kemija povezuje prijenos protona s ravnotežom. pH je logaritamska mjera aktivnosti H₃O⁺; u dovoljno razrijeđenim otopinama školski izračuni često približavaju aktivnost koncentracijom. pKa pak opisuje položaj ravnoteže disocijacije određene kiseline. Razdvajanje tih pojmova znatno olakšava razumijevanje pufera i titracija.
pH je logaritam, a ne linearna ljestvica
Termodinamička definicija glasi pH = −log₁₀ a(H₃O⁺). Deseterostruka promjena aktivnosti mijenja pH za jednu jedinicu. Otopina pH 3 ima približno deset puta veću aktivnost H₃O⁺ od otopine pH 4.
U jednostavnim zadacima s razrijeđenim otopinama koristimo pH ≈ −log₁₀[H₃O⁺]. U koncentriranim otopinama i pri velikoj ionskoj jakosti aktivnost se može znatno razlikovati od koncentracije.
Jakost kiseline ravnotežno je svojstvo
Za HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻ konstanta Ka opisuje položaj ravnoteže. pKa = −log₁₀Ka, pa manji pKa znači jaču kiselinu u određenom otapalu.
Jaka kiselina u vodi je gotovo potpuno disocirana; slaba uspostavlja ravnotežu sa značajnom količinom nedisociranog oblika. „Koncentrirana“ i „jaka“ nisu sinonimi: prvo opisuje količinu, drugo ravnotežu.
Kalkulator pH iz [H₃O⁺]
Voda ima vlastitu ravnotežu
Autoprotoliza vode daje Kw = a(H₃O⁺)a(OH⁻). U školskom približenju pri 25°C koristimo Kw ≈ 1,0×10⁻¹⁴ i pH + pOH ≈ 14,00.
Neutralnost znači jednake aktivnosti H₃O⁺ i OH⁻, a ne uvijek točno pH 7. Neutralni pH mijenja se s temperaturom jer je Kw temperaturno ovisan.
Pufer koristi konjugirani par
Smjesa slabe kiseline HA i njezine konjugirane baze A⁻ može ublažiti umjerene dodatke H⁺ ili OH⁻. Henderson–Hasselbalchova jednadžba pH = pKa + log([A⁻]/[HA]) korisna je aproksimacija kada su oba oblika prisutna u razumnim količinama.
Najveći puferski kapacitet je blizu pH ≈ pKa i raste s ukupnom koncentracijom para. Jednadžba ne zamjenjuje punu bilancu kada je jedna komponenta gotovo iscrpljena ili je otopina vrlo razrijeđena.
Titracija spaja stehiometriju i ravnotežu
Prije točke ekvivalencije prvo se provodi stehiometrijska reakcija kiseline i baze. Kod slabe kiseline nakon djelomične neutralizacije nastaje pufer; na polovici ekvivalencije vrijedi [A⁻] = [HA], pa pH ≈ pKa.
U točki ekvivalencije slabe kiseline s jakom bazom otopina sadrži uglavnom konjugiranu bazu pa je pH obično iznad 7. Nakon ekvivalencije pH određuje višak jakog titranta.
Model ima granice
Staklena elektroda mjeri potencijal povezan s aktivnošću iona, a ne izravno broj čestica H⁺. Za precizna mjerenja važni su kalibracija, temperatura i sastav matrice.
pH u prikladnim koncentriranim sustavima može biti manji od 0 ili veći od 14; školska ljestvica 0–14 korisna je slika za razrijeđene vodene otopine, a ne temeljno ograničenje definicije.
Riješeni primjeri
1. [H₃O⁺] = 1,0×10⁻³ mol/L
Rješenje
U koncentracijskom približenju pH = −log₁₀(10⁻³) = 3,00.
2. Pufer s jednakim količinama HA i A⁻
Rješenje
U Henderson–Hasselbalchovoj jednadžbi log(1)=0, pa pH ≈ pKa.
3. Jaka ili koncentrirana?
Rješenje
0,010 mol/L HCl je razrijeđena otopina, ali HCl je jaka kiselina. Jakost opisuje disocijaciju, a ne količinu.