pH, kwasy i zasady
Chemia kwasowo-zasadowa łączy przenoszenie protonów z równowagą. pH jest logarytmiczną miarą aktywności H₃O⁺; w dostatecznie rozcieńczonych roztworach szkolne obliczenia często zastępują aktywność stężeniem. pKa opisuje natomiast położenie równowagi dysocjacji konkretnego kwasu. Rozdzielenie tych dwóch pojęć porządkuje bufory i miareczkowanie.
pH jest logarytmem, nie liniową skalą
Definicja termodynamiczna ma postać pH = −log₁₀ a(H₃O⁺). Dziesięciokrotna zmiana aktywności oznacza zmianę pH o jedną jednostkę. Roztwór o pH 3 ma około dziesięć razy większą aktywność H₃O⁺ niż roztwór o pH 4.
W prostych zadaniach z rozcieńczonymi roztworami przyjmuje się pH ≈ −log₁₀[H₃O⁺]. W stężonych roztworach i przy dużej sile jonowej aktywność może wyraźnie różnić się od samego stężenia.
Moc kwasu to równowaga
Dla HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻ stała Ka opisuje położenie równowagi. pKa = −log₁₀Ka, więc mniejsze pKa oznacza silniejszy kwas w danym rozpuszczalniku.
Mocny kwas jest w wodzie prawie całkowicie zdysocjowany; słaby ustala równowagę z istotną ilością niezdysocjowanej formy. „Stężony” i „mocny” nie są synonimami: pierwsze mówi o ilości, drugie o równowadze.
Kalkulator pH z [H₃O⁺]
Woda także tworzy równowagę
Autoprotoliza wody daje Kw = a(H₃O⁺)a(OH⁻). W szkolnym przybliżeniu przy 25°C stosuje się Kw ≈ 1,0×10⁻¹⁴ i pH + pOH ≈ 14,00.
Neutralność oznacza równe aktywności H₃O⁺ i OH⁻, a nie zawsze dokładnie pH 7. Wartość neutralnego pH zmienia się z temperaturą, ponieważ Kw jest zależne od temperatury.
Bufor opiera się nagłównej parze sprzężonej
Mieszanina słabego kwasu HA i jego zasady sprzężonej A⁻ może pochłaniać umiarkowane dodatki H⁺ lub OH⁻. Równanie Hendersona–Hasselbacha pH = pKa + log([A⁻]/[HA]) jest użytecznym przybliżeniem, gdy obie formy są obecne w sensownych ilościach.
Największa pojemność buforowa występuje w pobliżu pH ≈ pKa i rośnie wraz z całkowitym stężeniem pary. Równanie nie zastępuje bilansu, gdy składnik jest prawie wyczerpany albo roztwór jest skrajnie rozcieńczony.
Miareczkowanie łączy stechiometrię i równowagę
Przed punktem równoważnikowym najpierw rozlicza się reakcję kwasu z zasadą. Dla słabego kwasu po częściowej neutralizacji powstaje bufor; w połowie punktu równoważnikowego [A⁻] = [HA], więc pH ≈ pKa.
W punkcie równoważnikowym słabego kwasu i mocnej zasady roztwór zawiera głównie zasadę sprzężoną, dlatego pH zwykle przekracza 7. Po przekroczeniu punktu równoważnikowego pH kontroluje nadmiar mocnego titranta.
Model ma granice
Elektroda szklana mierzy potencjał związany z aktywnością jonów, a nie liczy bezpośrednio cząsteczek H⁺. Kalibracja, temperatura i skład matrycy mają znaczenie w pomiarach dokładnych.
pH może być mniejsze od 0 lub większe od 14 w odpowiednich stężonych układach; szkolna skala 0–14 jest użytecznym obrazem dla rozcieńczonych roztworów wodnych, nie fundamentalnym ograniczeniem definicji.
Przykłady rozwiązane
1. [H₃O⁺] = 1,0×10⁻³ mol/L
Rozwiązanie
W przybliżeniu stężeniowym pH = −log₁₀(10⁻³) = 3,00.
2. Bufor z równymi ilościami HA i A⁻
Rozwiązanie
W równaniu Hendersona–Hasselbacha log(1)=0, więc pH ≈ pKa.
3. Mocny czy stężony?
Rozwiązanie
0,010 mol/L HCl jest rozcieńczony, lecz HCl jest mocnym kwasem. „Moc” opisuje dysocjację, nie ilość kwasu.