Syra-bas- & pH-kalkylator

En syra är en protondonator (H⁺) och en bas är en protonacceptor — Brønsted–Lowry-definitionen, och den som varje panel på den här sidan använder. Vinäger (ättiksyra) avger en proton till vatten; ammoniak tar emot en och blir ammonium. Varje syra är parad med den art som blir kvar efter att den har avgett sin proton: det paret — ättiksyra CH₃COOH med acetat CH₃COO⁻, eller ammonium NH₄⁺ med ammoniak NH₃ — är ett konjugerat syra–bas-par, och hela buffert- och titreringskemin är bokföring av dessa par.

Eftersom [H⁺] sträcker sig över mer än fjorton tiopotenser mellan batterisyra och avloppsrengöring, komprimerar kemister den: pH = −log₁₀[H⁺]. Vatten själv delar sig alltid lite, [H⁺][OH⁻] = K_w = 1,0×10⁻¹⁴ vid 25°C, vilket är varför pH + pOH = 14: höjer man den ena sjunker den andra med samma belopp. Neutralt betyder helt enkelt [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷, vilket är pH 7 bara vid 25°C — varmt rent vatten ligger något under 7 och är ändå helt neutralt. Som skalkontroll som sidan kan återskapa: pH 3,5 (ungefär surheten i apelsinjuice) motsvarar [H⁺] = 3,16×10⁻⁴ mol/L.

Starka syror som HCl dissocierar i stort sett helt — häll dem i vatten så överlämnar praktiskt taget varje molekyl sin proton. Svaga syror når en jämvikt: HA ⇌ H⁺ + A⁻, beskriven av K_a = [H⁺][A⁻]/[HA]. Ättiksyra har K_a = 1,8×10⁻⁵, vanligtvis angiven som pK_a = 4,74 (samma −log-trick som för pH). Den användbara delen är parningsregeln: K_a × K_b = K_w för ett konjugerat par, så en starkare syra har automatiskt en svagare konjugerad bas. Acetat, partnern till den svaga ättiksyran, är en mycket svag bas med K_b = 5,6×10⁻¹⁰ (pK_b = 9,26) — båda omvandlingarna körs i panelen Ka & Kb ovan.

En buffert är en svag syra och dess konjugerade bas i jämförbara mängder. Tillsatt H⁺ äts upp av A⁻; tillsatt OH⁻ äts upp av HA; i båda fallen rör sig kvoten knappt, så pH rör sig knappt. Bokföringen förenklas till pH = pK_a + log₁₀([A⁻]/[HA]). När de två koncentrationerna är lika är pH = pK_a exakt, och varje tiofaldig förskjutning av kvoten flyttar pH exakt en enhet — knappen 1:10-exempel ger pH 5,76 för en acetatbuffert vars pK_a är 4,76. Tillförlitlig buffring täcker bara pK_a ± 1 (kvot 0,1–10), vilket är varför man väljer en buffert genom att välja en vars pK_a ligger nära målpH:t. Blod är exemplet: paret bikarbonat/CO₂ håller plasman vid 7,35–7,45, och enzymer slutar fungera utanför det fönstret.

Tillsats av stark bas till en syra ändrar kvoten [A⁻]/[HA] kontinuerligt, och kurvan är Henderson–Hasselbalch-ekvationen utritad. I början suger bufferten upp basen och pH kryper — det plana området. Vid ekvivalenspunkten motsvarar basen exakt mängden mol syra; där är kurvan nästan lodrät, vilket är varför den punkten markerar slutet av en titrering. Halvvägs dit är [A⁻] = [HA], så pH är lika med pK_a — ett standardsätt att mäta pK_a från en kurva. Stark syra + stark bas möts vid pH 7, men svag syra + stark bas slutar över 7 (nära 8,7 för standardexemplet med ättiksyra), eftersom det som finns kvar i kolven är en svag bas.

• Stark betyder koncentrerad. Nej — styrka är hur fullständigt en syra dissocierar, koncentration är hur mycket av den som finns. 0,001 M HCl är en utspädd stark syra; isättika är en koncentrerad svag syra.
• Neutralt är alltid pH 7. Bara vid 25°C, där K_w = 10⁻¹⁴. Neutralt betyder [H⁺] = [OH⁻], punkt.
• pH stannar vid 0 och 14. Det är bara gränserna för vattenskalan vid 25°C. 12 M HCl ligger runt pH −1, och koncentrerad NaOH överskrider 14.
• pH för en svag syra = −log av dess koncentration. Genvägen fungerar bara för starka syror. En svag syras pH kräver också dess K_a, eftersom de flesta molekyler aldrig dissocierar.

Relaterade verktyg: Kemisk jämvikt (där jämviktskonstanter som K_a kommer ifrån), Spektroskopi (mäta koncentrationer med ljus) och Biokalkylatorer (bufferrecept i mikromolära enheter).