pH, кислоти та основи
pH — логарифмічна міра активності гідронію, а не просто ярлик «кисле або лужне». Для розбавлених розчинів активність часто наближують концентрацією, але це наближення має межі. Сильна кислота майже повністю дисоціює, тоді як сила слабкої кислоти описується Kₐ або pKₐ. Буфери, гідроліз солей і точка еквівалентності потребують рівноважного, а не механічного підходу.
Наочна модель
Інтерактивна модель
Що саме вимірює pH
Строго pH=−log₁₀a(H₃O⁺), де a — безрозмірна активність. У дуже розбавлених водних розчинах часто пишуть pH≈−log[H₃O⁺], але для концентрованих або сильно йонних середовищ коефіцієнти активності важливі. Через логарифм десятикратна зміна активності відповідає приблизно одній одиниці pH. pH нижче 0 або вище 14 можливий у відповідних неідеальних системах.
Сила кислоти не дорівнює її концентрації
За Бренстедом кислота віддає протон, а основа приймає. Сильна кислота має дуже сприятливу дисоціацію у воді; слабка встановлює рівновагу HA+H₂O⇌H₃O⁺+A⁻, що характеризується Kₐ. Концентрований розчин слабкої кислоти може мати нижчий pH, ніж дуже розбавлений розчин сильнішої кислоти, тому «сильна» і «концентрована» — різні поняття.
Автопротоліз води і pOH
Для води K_w=a(H₃O⁺)a(OH⁻). При 25 °C у розбавленому наближенні K_w≈1,0×10⁻¹⁴, тому pH+pOH≈14. Це число залежить від температури. Нейтральність означає рівність активностей H₃O⁺ і OH⁻, а не фундаментальну вимогу pH=7 за будь-якої температури.
Буфер і рівняння Гендерсона–Гассельбаха
Для суміші слабкої кислоти HA та спряженої основи A⁻ з достатніми концентраціями pH≈pKₐ+log([A⁻]/[HA]). Коли [A⁻]=[HA], маємо pH≈pKₐ. Буфер найкраще протидіє невеликому додаванню кислоти або основи поблизу цього діапазону, але його ємність не безмежна і залежить від загальної кількості буферних компонентів.
Титрування і точка еквівалентності
Під час титрування слабкої кислоти сильною основою у точці половинної еквівалентності [A⁻]≈[HA], тому pH≈pKₐ. У самій точці еквівалентності початкова кислота стехіометрично перетворена, але розчин її спряженої основи гідролізується, тому pH зазвичай перевищує 7. Отже, «еквівалентність завжди pH=7» правильна лише для окремих сильна кислота–сильна основа випадків. У реальному розрахунку також перевіряють баланс маси та електронейтральність. Для дуже розбавлених кислот внесок автопротолізу води вже не можна ігнорувати, а для концентрованих розчинів використання концентрації замість активності може давати помітну систематичну похибку.
Завдання
Сильна кислота
Якщо [H₃O⁺]=1,0×10⁻³ mol·L⁻¹ у розбавленому розчині, який pH?
Розв’язання: pH=−log(10⁻³)=3,00.
Буфер
Для буфера [A⁻]=[HA]. Яке співвідношення між pH і pKₐ?
Розв’язання: log(1)=0, тому pH≈pKₐ.
Половинна еквівалентність
Що особливого в точці половинної еквівалентності слабкої кислоти?
Розв’язання: Кількості HA та A⁻ приблизно рівні, тому pH≈pKₐ.