pH-ul soluțiilor apoase de acizi

pH-ul unei soluții apoase reprezintă cantitatea de protoni (sau ioni hidroniu) care se găsesc în soluție, și este definit prin relația: pH = -lg [H₃O⁺]  

Operatorul matematic p poate fi folosit și pentru a exprima alte cantități, spre exemplu:

pk_a = -lg k_a

pOH = -lg [HO^-]

pk_w = -lg k_w

Cu cât pH-ul unei soluții este mai mare, cu atât concentrația molară a ionilor hidroniu este mai scăzută.

La 25° C, în apa pură se găsește următoarea concentrație de ioni hidroniu: [H₃O⁺] = 1,0·10^-7 mol/L, echivalentă cu pH = 7.

Soluții neutre: pH = 7

Soluții acide: pH < 7

Soluții bazice: pH > 7

Produsul ionic al apei, k_w, face legătura între pH, pOH, [H₃O⁺], și [HO^-].

La 25° C, următoarele relații sunt valabile pentru soluțiile apoase de acizi și baze:

k_w = [H₃O⁺]·[HO^-] = 1,0·10^-14 (mol/L)²

pH + pOH = pk_w = 14

Acizii monoprotici sunt acizii care conțin un singur atom de hidrogen în structura lor, deci acizii care ionizează într-o singură treaptă. Exemple de acizi monoprotici tari: HCl, HClO₄.

 

pH-ul acizilor tari

Acizii tari disociază complet în soluții apoase:  HA_(aq) + H₂O_(l) → A^-_(aq) + H₃O⁺_(aq)

Se consideră C_HA ca fiind  concentrația molară inițială a acidului tare. În cazul acizilor monoprotici tari: C_HA = [H₃O⁺]. Astfel, pH-ul unui acid tare se determină cu relația:

pH = -lg [H₃O⁺] = -lg C_HA

 

pH-ul acizilor slabi

Acizii slabi disociază foarte puțin în soluții apoase, echilibrul fiind deplasat foarte mult spre stânga:

HA_(aq) + H₂O_(l)  A^-_(aq) + H₃O⁺_(aq)

${\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}=\frac{\left[{\mathrm{A}}^{-}\right]·\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}{\left[\mathrm{HA}\right]}$

Concentrația molară inițială a acidului HA este C_HA.

Se consideră că la echilibru: [H₃O⁺] = [A^-] și [HA] = C_HA - [H₃O⁺]. Astfel, constanta de aciditate devine:

${\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}=\frac{[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}{]}^2}{{\mathrm{C}}_{\mathrm{HA}}-\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}$

$$\begin{gathered} [{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}{]}^2 + {\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}·[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}] - {\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}·{\mathrm{C}}_{\mathrm{HA}}=0 \\ [{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}]=-\frac{{\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}}{2} + \sqrt{\frac{{{\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}}^2}{4} +{\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}·{\mathrm{C}}_{\mathrm{HA}}} \end{gathered}$$

Pentru acizii slabi care au k_a < 10^-5, termenii (-k_a/2) și (k_a²/4) se neglijează. Astfel, se obține o relație simplificată pentru calculul concentrației ionilor hidroniu din soluție:

$\mathbf{\left[}{\mathbf{H}}_{\mathbf{3}}{\mathbf{O}}^{\mathbf{+}}\mathbf{\right]}\mathbf{=}\sqrt{{\mathbf{k}}_{\mathbf{a}}\mathbf{·}{\mathbf{C}}_{\mathbf{H}\mathbf{A}}}$

pH-ul acizilor slabi se calculează conform relației:

$\mathbf{pH}\mathbf{=}\frac{\mathbf{1}}{\mathbf{2}}\mathbf{·}{\mathbf{pk}}_{\mathbf{a}}\mathbf{-}\frac{\mathbf{1}}{\mathbf{2}}\mathbf{lg}\mathbf{ }{\mathbf{C}}_{\mathbf{HA}}\mathbf{ }$