pH, syror och baser
pH är en logaritmisk skala som termodynamiskt är kopplad till vätejonaktivitet. En korrekt tolkning skiljer definition från koncentrationsapproximation, syrastyrka från koncentration och följer konjugerade syra–bas-jämvikter.
pH är logaritmiskt och definieras med aktivitet
Termodynamiskt gäller pH = −log₁₀ a(H⁺). I inledande uppgifter med tillräckligt utspädda lösningar ersätts aktiviteten ofta med en koncentrationsapproximation, pH ≈ −log₁₀[H₃O⁺]. Det är en praktisk approximation, inte den fullständiga definitionen.
En skillnad på en pH-enhet motsvarar ungefär en faktor tio i vätejonaktivitet. pH 2 är därför inte bara ”lite surare” än pH 3; den relaterade storheten har förändrats ungefär tio gånger.
Syror och baser bildar konjugerade par
I Brønsted–Lowry-modellen avger en syra en proton och en bas tar upp en proton. När HA avger H⁺ bildas A⁻, den konjugerade basen. När B tar upp H⁺ bildas BH⁺, den konjugerade syran. Rollen beror alltså på den konkreta reaktionen.
Vatten kan fungera både som syra och bas. Vid autojonisation bildas H₃O⁺ och OH⁻. Vid 25 °C gäller i en idealutspädd behandling Kw ≈ 1,0×10⁻¹⁴ och pH + pOH ≈ 14,00. Talet 14 är inte universellt eftersom Kw beror på temperaturen.
Syrastyrka och koncentration är olika saker
En stark syra joniseras mycket långtgående i vatten inom modellens giltighetsområde. Koncentrationen anger däremot hur mycket syra som finns per volym. En mycket utspädd stark syra kan därför innehålla mindre H₃O⁺ än en mer koncentrerad svag syra.
För en svag syra HA beskriver Ka = a(H⁺)a(A⁻)/a(HA) jämviktens läge. pKa = −log₁₀Ka; ett lägre pKa motsvarar mer gynnsam protonavgivning i det valda mediet.
Buffertar och Henderson–Hasselbalch
En blandning av en svag syra och dess konjugerade bas kan dämpa pH-förändringar eftersom den kan ta hand om små tillsatta mängder syra eller bas. Under de vanliga approximationerna gäller pH ≈ pKa + log₁₀([A⁻]/[HA]).
En buffert håller inte pH perfekt konstant och har begränsad kapacitet. Vid höga koncentrationer eller betydande jonstyrka behöver man arbeta med aktiviteter och en mer fullständig jämviktsmodell.
Vid extrem utspädning kan vattnets egen autojonisation inte heller försummas. En formel som pH = −log[syrakoncentration] kan därför ge ett fysikaliskt missvisande svar om den används mekaniskt på en syramängd som är mycket mindre än den bakgrund av H₃O⁺ och OH⁻ som vattnets jämvikt själv skapar.
Ka, pKa och jämviktens riktning
För HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻ beskriver Ka jämviktens läge och pKa = −log Ka. Ett lägre pKa motsvarar i samma lösningsmedel en starkare syra.
Vid protonöverföring gynnas normalt den sida som innehåller den svagare syran och den svagare basen. Att jämföra pKa-värden är därför mer allmängiltigt än att bara memorera etiketterna ”stark” och ”svag”.
Polyprotiska syror
H₂CO₃, H₃PO₄ och andra polyprotiska syror joniseras stegvis, och varje steg har sitt eget Ka och pKa. Den första protonen avges vanligen lättare än de följande eftersom det blir mindre gynnsamt att ta bort en proton från en allt mer negativ art.
pH / pKa-utforskare
Uppskattat pH =
Henderson–Hasselbalch är särskilt användbar när båda konjugerade formerna finns i betydande mängd. För en lösning som från början bara innehåller en svag syra är en direkt Ka-jämviktsberäkning oftast ett bättre första steg.
Titrering, ekvivalens och verkliga mätningar
Vid titrering av en stark syra med en stark bas bestäms ekvivalenspunkten av den stökiometriska neutralisationen. ”pH = 7” är ingen universell regel: vid ekvivalens mellan en svag syra och en stark bas finns den konjugerade basen kvar och lösningen är vanligtvis basisk.
Vid halva ekvivalenspunkten i en enkel titrering av en svag syra gäller [A⁻] = [HA], så pH = pKa. Det är en kemiskt meningsfull punkt på titreringskurvan.
Indikatorer och pH-elektroder
En syra-bas-indikator är själv ett svagt konjugerat par vars två former absorberar synligt ljus olika. Det användbara omslagsintervallet ligger nära indikatorns pKa. En pH-elektrod mäter en elektrokemisk potential som är kopplad till vätejonaktivitet och måste kalibreras med kända buffertar.
Genomräknat exempel: acetatbuffert
En buffert innehåller 0,20 M CH₃COOH och 0,10 M CH₃COO⁻ vid pKₐ = 4,76. Då är pH = 4,76 + log(0,10/0,20) = 4,46. pH ligger under pKₐ eftersom syraformen är vanligare.
När aktivitet blir viktig
En rigorös pH-definition använder hydroniumaktivitet, inte enbart molär koncentration. I utspädda lösningar ligger de tillräckligt nära varandra för många grundberäkningar; vid högre jonstyrka blir aktivitetskoefficienter viktiga. Därför är intervallet 0–14 inte heller en fundamental gräns.
Stark syra före jämviktsapproximationer
För 1,0×10⁻³ M HCl i tillräckligt utspätt vatten ger nästan fullständig dissociation [H₃O⁺] ≈ 1,0×10⁻³ M och pH ≈ 3,00. Vid mycket lägre syrakoncentrationer kan vattnets autojonisation inte längre försummas.
Lösta övningar
Övning 1 — Vad är ungefär pH för 2,0×10⁻³ mol·L⁻¹ HCl i en idealutspädd uppgift?
Anta fullständig dissociation: [H₃O⁺]≈2,0×10⁻³ mol·L⁻¹. Då blir pH≈−log₁₀(2,0×10⁻³)=2,70.
Övning 2 — Vad är vid 25 °C ungefär pH för 4,0×10⁻⁵ mol·L⁻¹ NaOH?
pOH≈−log₁₀(4,0×10⁻⁵)=4,40. Med pH+pOH≈14,00 fås pH≈9,60.
Övning 3 — En buffert har [A⁻]=[HA]. Vad förutsäger Henderson–Hasselbalch?
log₁₀([A⁻]/[HA])=0, alltså pH≈pKₐ. Det följer av buffertapproximationen och är inte en universell identitet utanför dess villkor.