Kalkulator kwasów i zasad oraz pH

Kwas to donor protonu (H⁺), a zasada to akceptor protonu — definicja Brønsteda–Lowry'ego, z której korzysta każdy panel tej strony. Ocet (kwas octowy) oddaje proton wodzie; amoniak go przyjmuje i staje się jonem amonowym. Każdy kwas tworzy parę z gatunkiem, który zostaje po oddaniu protonu: ta para — kwas octowy CH₃COOH z octanem CH₃COO⁻, albo jon amonowy NH₄⁺ z amoniakiem NH₃ — to sprzężona para kwas–zasada, a cała chemia buforów i miareczkowania to księgowanie tych par.

Ponieważ [H⁺] obejmuje ponad czternaście rzędów wielkości między kwasem akumulatorowym a środkiem do udrażniania rur, chemicy ją kompresują: pH = −log₁₀[H⁺]. Sama woda zawsze trochę się rozpada, [H⁺][OH⁻] = K_w = 1,0×10⁻¹⁴ w 25°C, dlatego pH + pOH = 14: podniesienie jednego spada drugie o tę samą wartość. Obojętne oznacza po prostu [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷, co jest pH 7 tylko w 25°C — gorąca czysta woda ma pH nieco poniżej 7 i jest nadal idealnie obojętna. Jako kontrolę skali, którą strona potrafi odtworzyć: pH 3,5 (mniej więcej kwasowość soku pomarańczowego) odpowiada [H⁺] = 3,16×10⁻⁴ mol/L.

Mocne kwasy, takie jak HCl, dysocjują praktycznie całkowicie — wlane do wody niemal każda cząsteczka oddaje proton. Słabe kwasy osiągają równowagę: HA ⇌ H⁺ + A⁻, opisywaną przez K_a = [H⁺][A⁻]/[HA]. Kwas octowy ma K_a = 1,8×10⁻⁵, zwykle podawane jako pK_a = 4,74 (ten sam trik −log co w pH). Przydatna jest reguła parowania: K_a × K_b = K_w dla pary sprzężonej, więc silniejszy kwas automatycznie ma słabszą sprzężoną zasadę. Octan, partner słabego kwasu octowego, jest bardzo słabą zasadą o K_b = 5,6×10⁻¹⁰ (pK_b = 9,26) — obie przeliczenia wykonuje panel Ka i Kb powyżej.

Bufor to słaby kwas i jego sprzężona zasada obecne w porównywalnych ilościach. Dodany H⁺ jest pochłaniany przez A⁻; dodany OH⁻ przez HA; w obu przypadkach stosunek prawie się nie zmienia, więc pH też prawie się nie zmienia. Księgowanie sprowadza się do pH = pK_a + log₁₀([A⁻]/[HA]). Gdy oba stężenia są równe, pH = pK_a dokładnie, a każda dziesięciokrotna zmiana stosunku przesuwa pH dokładnie o jednostkę — przycisk próbki 1:10 daje pH 5,76 dla buforu octanowego o pK_a 4,76. Skuteczne buforowanie obejmuje tylko pK_a ± 1 (stosunek 0,1–10), dlatego dobór buforu to wybór takiego, którego pK_a leży blisko docelowego pH. Krew to przykład: para wodorowęglan/CO₂ utrzymuje osocze w zakresie 7,35–7,45, a enzymy przestają działać poza tym oknem.

Dodawanie mocnej zasady do kwasu zmienia stosunek [A⁻]/[HA] w sposób ciągły, a krzywa to równanie Hendersona–Hasselbalcha narysowane w całości. Na początku bufor pochłania zasadę, a pH wolno rośnie — to płaski odcinek. W punkcie równoważnikowym zasada dokładnie odpowiada molom kwasu; tam krzywa jest prawie pionowa, dlatego ten punkt oznacza koniec miareczkowania. W połowie drogi [A⁻] = [HA], więc pH równa się pK_a — standardowy sposób wyznaczania pK_a z krzywej. Mocny kwas + mocna zasada kończą przy pH 7, ale słaby kwas + mocna zasada kończą powyżej 7 (w pobliżu 8,7 dla domyślnej próbki kwasu octowego), bo w kolbie zostaje słaba zasada.

• Mocny oznacza stężony. Nie — siła to stopień, w jakim kwas dysocjuje, a stężenie to ilość kwasu. 0,001 M HCl to rozcieńczony mocny kwas; lodowaty kwas octowy to stężony słaby.
• Obojętne to zawsze pH 7. Tylko w 25°C, gdzie K_w = 10⁻¹⁴. Obojętne oznacza [H⁺] = [OH⁻], koniec.
• pH kończy się na 0 i 14. To tylko granice skali wody w 25°C. 12 M HCl ma pH w okolicach −1, a stężony NaOH przekracza 14.
• pH słabego kwasu = −log jego stężenia. Ten skrót działa tylko dla mocnych kwasów. pH słabego kwasu wymaga też jego K_a, bo większość cząsteczek nigdy nie dysocjuje.

Powiązane narzędzia: Równowaga chemiczna (skąd biorą się stałe równowagi, takie jak K_a), Spektroskopia (pomiar stężeń za pomocą światła) oraz Kalkulatory biologiczne (przepisy na bufory w mikromolach).