Syre-base- & pH-beregner

En syre er en protondonor (H⁺), og en base er en protonacceptor — Brønsted–Lowry-definitionen, som alle paneler på denne side bruger. Eddikesyre afgiver en proton til vand; ammoniak optager en og bliver til ammonium. Hver syre er parret med stoffet, der bliver tilbage, når den har afgivet sin proton: det par — eddikesyre CH₃COOH med acetat CH₃COO⁻, eller ammonium NH₄⁺ med ammoniak NH₃ — er et konjugeret syre-base-par, og hele buffer- og titreringskemien er bogholderi over disse par.

Fordi [H⁺] spænder over mere end fjorten potenser af ti mellem batterisyre og afløbsrens, komprimerer kemikere den: pH = −log₁₀[H⁺]. Vand selv deler sig altid en smule, [H⁺][OH⁻] = K_w = 1,0×10⁻¹⁴ ved 25°C, hvorfor pH + pOH = 14: hæves den ene, falder den anden med samme mængde. Neutral betyder blot [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷, hvilket kun er pH 7 ved 25°C — varmt rent vand ligger lidt under 7 og er stadig helt neutralt. Som en skalakontrol, som siden kan reproducere: pH 3,5 (cirka syreniveauet i appelsinjuice) svarer til [H⁺] = 3,16×10⁻⁴ mol/L.

Stærke syrer som HCl dissocierer nærmest fuldstændigt — hæld dem i vand, og praktisk talt hvert molekyle afgiver sin proton. Svage syrer når en ligevægt: HA ⇌ H⁺ + A⁻, beskrevet ved K_a = [H⁺][A⁻]/[HA]. Eddikesyre har K_a = 1,8×10⁻⁵, normalt angivet som pK_a = 4,74 (samme −log-trick som pH). Den nyttige del er parringsreglen: K_a × K_b = K_w for et konjugeret par, så en stærkere syre har automatisk en svagere konjugeret base. Acetat, partneren til den svage eddikesyre, er en meget svag base med K_b = 5,6×10⁻¹⁰ (pK_b = 9,26) — begge omregninger kører i Ka- og Kb-panelet ovenfor.

En buffer er en svag syre og dens konjugerede base til stede i sammenlignelige mængder. Tilsat H⁺ spises af A⁻; tilsat OH⁻ spises af HA; i begge tilfælde bevæger forholdet sig næsten ikke, så pH bevæger sig næsten ikke. Bogholderiet reduceres til pH = pK_a + log₁₀([A⁻]/[HA]). Når de to koncentrationer er ens, er pH = pK_a præcist, og hver ti-dobbelte ændring i forholdet flytter pH præcis én enhed — prøveknappen 1:10 giver pH 5,76 for en acetatbuffer, hvis pK_a er 4,76. Pålidelig bufring spænder kun over pK_a ± 1 (forhold 0,1–10), og det er grunden til, at valg af buffer betyder at vælge en, hvis pK_a ligger tæt på den ønskede pH. Blod er det tydeligste eksempel: hydrogencarbonat/CO₂-parret holder plasma på 7,35–7,45, og enzymer holder op med at virke uden for det vindue.

Tilsætning af stærk base til en syre ændrer [A⁻]/[HA]-forholdet kontinuerligt, og kurven er Henderson–Hasselbalch-ligningen tegnet ud. Tidligt opsuger bufferen basen, og pH kravler op — det flade område. Ved ækvivalenspunktet matcher basen præcist syremolene; der er kurven næsten lodret, og derfor markerer det punkt slutningen af en titrering. Halvvejs derhen er [A⁻] = [HA], så pH er lig pK_a — en standardmåde at måle pK_a ud fra en kurve. Stærk syre + stærk base mødes ved pH 7, men svag syre + stærk base ender over 7 (nær 8,7 for det oprindelige eddikesyre-eksempel), fordi det, der er tilbage i kolben, er en svag base.

• Stærk betyder koncentreret. Nej — styrke er, hvor fuldstændigt en syre dissocierer, og koncentration er, hvor meget der er af den. 0,001 M HCl er en fortyndet stærk syre; iseddikesyre er en koncentreret svag syre.
• Neutral er altid pH 7. Kun ved 25°C, hvor K_w = 10⁻¹⁴. Neutral betyder [H⁺] = [OH⁻], punktum.
• pH stopper ved 0 og 14. Det er blot grænserne for vandskalaen ved 25°C. 12 M HCl ligger omkring pH −1, og koncentreret NaOH overstiger 14.
• pH for en svag syre = −log af dens koncentration. Den genvej virker kun for stærke syrer. En svag syres pH kræver også dens K_a, fordi de fleste molekyler aldrig dissocierer.

Relaterede værktøjer: Kemisk ligevægt (hvor ligevægtskonstanter som K_a kommer fra), Spektroskopi (måling af koncentrationer med lys) og Biologiberegnere (bufferopskrifter i mikromolære enheder).