Syre-base- & pH-kalkulator

En syre er en protongiver (H⁺) og en base er en protonmottaker — Brønsted–Lowry-definisjonen, og den alle panelene på denne siden bruker. Eddik (eddiksyre) gir fra seg et proton til vann; ammoniakk tar imot ett og blir til ammonium. Hver syre er parret med stoffet som blir igjen etter at den har gitt fra seg protonet: det paret — eddiksyre CH₃COOH med acetat CH₃COO⁻, eller ammonium NH₄⁺ med ammoniakk NH₃ — er et konjugert syre-base-par, og hele buffer- og titreringskjemien er regnskap for disse parene.

Fordi [H⁺] strekker seg over mer enn fjorten potenser av ti mellom batterisyre og avløpsåpner, komprimerer kjemikere den: pH = −log₁₀[H⁺]. Vann selv deler seg alltid litt, [H⁺][OH⁻] = K_w = 1,0×10⁻¹⁴ ved 25°C, og derfor er pH + pOH = 14: hever man den ene, synker den andre med samme mengde. Nøytral betyr ganske enkelt [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷, som bare er pH 7 ved 25°C — varmt rent vann ligger litt under 7 og er fortsatt helt nøytralt. Som en skalakontroll som siden kan gjengi: pH 3,5 (omtrent surheten i appelsinjuice) tilsvarer [H⁺] = 3,16×10⁻⁴ mol/L.

Sterke syrer som HCl dissosierer nesten fullstendig — hell dem i vann, så gir praktisk talt hvert molekyl fra seg protonet. Svake syrer når en likevekt: HA ⇌ H⁺ + A⁻, beskrevet av K_a = [H⁺][A⁻]/[HA]. Eddiksyre har K_a = 1,8×10⁻⁵, som vanligvis oppgis som pK_a = 4,74 (samme −log-triks som pH). Det nyttige er parregelen: K_a × K_b = K_w for et konjugert par, så en sterkere syre har automatisk en svakere konjugert base. Acetat, partneren til svak eddiksyre, er en veldig svak base med K_b = 5,6×10⁻¹⁰ (pK_b = 9,26) — begge omregningene kjøres i Ka- og Kb-panelet over.

En buffer er en svak syre og dens konjugerte base til stede i sammenlignbare mengder. Tilsatt H⁺ spises av A⁻; tilsatt OH⁻ spises av HA; i begge tilfeller beveger forholdet seg knapt, og derfor beveger pH seg knapt. Regnskapet forenkles til pH = pK_a + log₁₀([A⁻]/[HA]). Når de to konsentrasjonene er like, er pH = pK_a nøyaktig, og hver tifold endring i forholdet flytter pH nøyaktig én enhet — prøveknappen 1:10 gir pH 5,76 for en acetatbuffer med pK_a 4,76. Pålitelig buffring spenner bare over pK_a ± 1 (forhold 0,1–10), og derfor er valg av buffer et valg av en buffer hvis pK_a ligger nær ønsket pH. Blod er fremvisningseksempelet: bikarbonat/CO₂-paret holder plasma på 7,35–7,45, og enzymer slutter å virke utenfor det vinduet.

Å tilsette sterk base til en syre endrer forholdet [A⁻]/[HA] kontinuerlig, og kurven er Henderson–Hasselbalch-ligningen tegnet opp. Tidlig suger bufferen opp basen og pH krabber seg oppover — det flate området. Ved ekvivalenspunktet tilsvarer basen nøyaktig molene av syre; der er kurven nesten loddrett, og derfor markerer det punktet slutten på en titrering. Halvveis der er [A⁻] = [HA], så pH er lik pK_a — en standardmetode for å måle pK_a fra en kurve. Sterk syre + sterk base møtes ved pH 7, men svak syre + sterk base ender over 7 (nær 8,7 for standardeksempelet med eddiksyre), fordi det som gjenstår i kolben er en svak base.

• Sterk betyr konsentrert. Nei — styrke er hvor fullstendig en syre dissosierer, konsentrasjon er hvor mye av den som finnes. 0,001 M HCl er en fortynnet sterk syre; iseddik er en konsentrert svak en.
• Nøytral er alltid pH 7. Bare ved 25°C, der K_w = 10⁻¹⁴. Nøytral betyr [H⁺] = [OH⁻], punktum.
• pH stopper ved 0 og 14. Det er bare grensene for vannskalaen ved 25°C. 12 M HCl er rundt pH −1, og konsentrert NaOH overskrider 14.
• pH for en svak syre = −log av konsentrasjonen. Den snarveien virker bare for sterke syrer. En svak syres pH krever også K_a, fordi de fleste molekylene aldri dissosierer.

Relaterte verktøy: Kjemisk likevekt (der likevektskonstanter som K_a kommer fra), Spektroskopi (måling av konsentrasjoner med lys) og Bio-kalkulatorer (bufferoppskrifter i mikromolare enheter).