Ce sunt acizii și bazele?
Un acid este un donor de proton (H+), iar o bază este un acceptor de proton — definiția Brønsted–Lowry, cea pe care o folosește fiecare panou de pe această pagină. Oțetul (acidul acetic) cedează un proton apei; amoniacul acceptă unul și devine amoniu. Fiecare acid este asociat cu specia rămasă după ce își cedează protonul: această pereche — acidul acetic CH3COOH cu acetatul CH3COO−, sau amoniul NH4+ cu amoniacul NH3 — este o pereche acid–bază conjugată, iar întreaga chimie a tampoanelor și a titrărilor este evidența acestor perechi.
Singurul număr de reținut: scara pH este logaritmică. O unitate de pH înseamnă o schimbare de 10 ori a [H+], deci pH 3 nu este „puțin mai acid” decât pH 7 — este de 10 000 de ori mai acid.
pH și pOH: numărarea protonilor pe o scară logaritmică
Pentru că [H+] se întinde pe mai mult de paisprezece ordine de mărime între acidul din baterie și substanța de desfundat chiuvete, chimiștii o comprimă: pH = −log10[H+]. Apa însăși se desparte mereu puțin, [H+][OH−] = Kw = 1,0×10−14 la 25°C, de aceea pH + pOH = 14: dacă unul crește, celălalt scade cu aceeași cantitate. Neutru înseamnă pur și simplu [H+] = [OH−] = 10−7, ceea ce înseamnă pH 7 doar la 25°C — apa pură fierbinte se află puțin sub 7 și este totuși perfect neutră. Ca verificare a scării pe care o poate reproduce pagina: pH 3,5 (aproximativ aciditatea sucului de portocale) corespunde unei [H+] = 3,16×10−4 mol/L.
| Substanța | pH aproximativ | Substanța | pH aproximativ |
|---|
| Suc gastric | 1.5–2 | Apă pură (25°C) | 7.0 |
| Suc de lămâie | ~2.4 | Sânge uman | 7.35–7.45 |
| Cafea neagră | ~5 | Apă de mare | ~8.1 |
| Lapte | ~6.7 | Amoniac de uz casnic | ~11.5 |
Ka, Kb și pKa: cât de tare este acidul?
Acizii tari precum HCl se disociază practic complet — când sunt puși în apă, aproape fiecare moleculă cedează protonul. Acizii slabi ajung la un echilibru: HA ⇌ H+ + A−, descris de Ka = [H+][A−]/[HA]. Acidul acetic are Ka = 1,8×10−5, de obicei citat ca pKa = 4,74 (același truc −log ca la pH). Partea utilă este regula perechilor: Ka × Kb = Kw pentru o pereche conjugată, deci un acid mai tare are automat o bază conjugată mai slabă. Acetatul, partenerul acidului acetic slab, este o bază foarte slabă, cu Kb = 5,6×10−10 (pKb = 9,26) — ambele conversii rulează în panoul Ka & Kb de mai sus.
Tampoane și ecuația Henderson–Hasselbalch
Un tampon este un acid slab și baza lui conjugată prezente în cantități comparabile. H+ adăugat este consumat de A−; OH− adăugat este consumat de HA; în ambele cazuri raportul abia se mișcă, deci pH-ul abia se mișcă. Calculul se reduce la pH = pKa + log10([A−]/[HA]). Când cele două concentrații sunt egale, pH = pKa exact, iar fiecare schimbare de zece ori a raportului mișcă pH-ul cu exact o unitate — proba butonului 1:10 dă pH 5,76 pentru un tampon de acetat al cărui pKa este 4,76. Tamponarea de încredere acoperă doar pKa ± 1 (raport 0,1–10), de aceea alegerea unui tampon înseamnă alegerea unuia al cărui pKa se află aproape de pH-ul țintă. Sângele este exemplul de referință: perechea bicarbonat/CO2 menține plasma la 7,35–7,45, iar enzimele încetează să funcționeze în afara acestui interval.
Curbe de titrare: urmărirea ruperii tamponului
Adăugarea unei baze tari la un acid schimbă continuu raportul [A−]/[HA], iar curba este ecuația Henderson–Hasselbalch desenată. La început tamponul absoarbe baza și pH-ul crește lent — regiunea plată. În punctul de echivalență baza se potrivește exact cu numărul de moli de acid; acolo curba este aproape verticală, de aceea acest punct marchează sfârșitul unei titrări. La jumătatea drumului, [A−] = [HA], deci pH-ul este egal cu pKa — un mod standard de a măsura pKa dintr-o curbă. Un acid tare + o bază tare se întâlnesc la pH 7, dar un acid slab + o bază tare termină peste 7 (în jur de 8,7 pentru proba implicită cu acid acetic), pentru că ceea ce rămâne în balon este o bază slabă.
Concepții greșite frecvente
- Tare înseamnă concentrat. Nu — tăria este cât de complet se disociază un acid, concentrația este cât din el există. HCl 0,001 M este un acid tare diluat; acidul acetic glacial este un acid slab concentrat.
- Neutru este mereu pH 7. Doar la 25°C, unde Kw = 10−14. Neutru înseamnă [H+] = [OH−], punct.
- pH-ul se oprește la 0 și 14. Acestea sunt doar limitele scării apei la 25°C. HCl 12 M are pH în jur de −1, iar NaOH concentrat depășește 14.
- pH-ul unui acid slab = −log din concentrația lui. Scurtătura aceasta funcționează doar pentru acizii tari. pH-ul unui acid slab are nevoie și de Ka, pentru că cele mai multe molecule nu se disociază niciodată.
Instrumente înrudite: Echilibru chimic (de unde provin constante de echilibru precum Ka), Spectroscopie (măsurarea concentrațiilor cu lumină) și Calculatoare bio (rețete de tampoane în unități micromolare).
