pH, кислоти та основи
pH — логарифмічна міра активності йонів H⁺ у розчині: pH=−log₁₀a(H⁺). У розбавлених водних розчинах активність часто наближують концентрацією, але це модель, а не точне визначення. Сильна кислота — та, що майже повністю дисоціює; це не те саме, що концентрована кислота.
Активність, не просто концентрація
Точне термодинамічне визначення використовує безрозмірну активність. За низької йонної сили a≈c/c°, тому шкільне pH≈−log[H⁺] працює добре. У концентрованих електролітах коефіцієнти активності можуть суттєво змінювати результат.
Сильні і слабкі кислоти
Сильна кислота має великий ступінь дисоціації у воді; слабка встановлює рівновагу HA+H₂O⇌H₃O⁺+A⁻. Слово “сильна” описує рівноважну константу, а “концентрована” — кількість кислоти на об’єм.
Ka і pKa
Ka описує кислотну рівновагу, а pKa=−logKa. Менший pKa зазвичай означає сильнішу кислоту в заданому розчиннику. Для основ використовують Kb, а спряжені пари пов’язані через властивості розчинника.
Автопротоліз води
Вода сама обмінюється протонами: 2H₂O⇌H₃O⁺+OH⁻. Добуток активностей задає Kw, який залежить від температури. Тому нейтральний pH дорівнює 7 лише приблизно біля 25 °C, а не за будь-якої температури.
Буфери
Буфер містить слабку кислоту та її спряжену основу або навпаки. Він поглинає невеликі додавання H⁺ чи OH⁻, тому pH змінюється менше. Рівняння Гендерсона–Гассельбаха корисне в області, де виконуються його наближення.
Титрування
Під час кислотно-основного титрування pH змінюється нелінійно. Точка еквівалентності визначається стехіометрією, а її pH залежить від сили кислоти й основи. Індикатор треба вибирати так, щоб його перехід збігався з крутою ділянкою кривої.
Поліпротонні кислоти
Кислота може віддавати більше одного протона послідовно. Зазвичай Ka₁>Ka₂>Ka₃, бо відрив протона від уже негативно зарядженої частинки менш сприятливий. Не всі протони відщеплюються однаково легко.
Межі шкали
pH може бути нижчим за 0 або вищим за 14 у достатньо концентрованих системах. Межі 0–14 — зручна картина для розбавленої води при звичних умовах, а не фундаментальна заборона.
Кислотність залежить від розчинника та середовища
Кислотно-основні поняття не обмежуються водою. За Бренстедом кислота віддає протон, а основа приймає; за Льюїсом кислота приймає електронну пару. Речовина, що є сильною кислотою в одному розчиннику, може поводитися інакше в іншому через сольватацію та вирівнювальний ефект. Навіть у воді pKa залежить від температури, йонної сили та мікрооточення. Для біомолекул кілька груп можуть протонуватися одночасно, і спостережуваний заряд стає функцією pH. Тому pH — властивість конкретного розчину, а не незмінна “кислотність молекули” без контексту.
Вправа
Розчин має [H⁺]≈1,0×10⁻³ mol/L і є достатньо розбавленим. Який pH?
Розв’язання
pH≈−log₁₀(10⁻³)=3. Це концентраційне наближення; точний pH визначається активністю.