Chemia Organiczna OnLine

1.1. Kwasy – wykładnik stężenia jonów wodorowych

Według teorii Brønsteda-Lowry’ego kwasem jest taka substancja, która może oddać jon wodorowy, natomiast zasadą taka, która ten jon wodorowy może przyjąć.

Jeżeli rozpatrujemy tylko roztwory wodne, kwasem będzie substancja mająca silniejsze właściwości donorowe od wody, a zasadą tylko substancja mająca silniejsze właściwości akceptorowe od wody. Pozostałe substancje w wodzie nie wykazują właściwości kwasowo-zasadowych. Jednak w roztworach innych niż woda także one takie mogą być kwasami lub zasadami. Niekiedy zasada w roztworze wodnym może stać się kwasem w roztworze niewodnym, a substancja będąca kwasem w wodzie, może być zasadą w rozpuszczalniku innym niż woda.

Mimo, że kwasy dysocjują na jon wodorowy i resztę kwasową, należy pamiętać, że w żadnym rozpuszczalniku jon wodorowy nie może istnieć samodzielnie. W wodzie przyjmuje się, że istnieje w postaci jonu hydroniowego H₃O⁺ (niewykluczone jest również, że istnieje w postaci H₅O₂⁺). Dla uproszczenia jednak przyjmuje się zapis H⁺, lecz należy pamiętać, że samodzielnie proton nie może istnieć w roztworze.

Kwasowość lub zasadowość roztworu można określić wartością stężenia jonów wodorowych (wartość stężenia jonów wodorowych określa również zasadowość roztworu ponieważ:
[H⁺]^.[OH^-]=10^-14 )

Ze względu, że [H⁺] może przyjmować wartości od 1mol/dm³ do 1^.10^-14Mol/dm³, wygodniej jest zamiast stężeniami posługiwać się logarytmem ze stężeń jonów wodorowych. W 1909 roku S.P.L.Sörenson zaproponował używanie ujemnego logarytmu ze stężeń jonów wodorowych w celu określenia kwasowości roztworu. Ujemny logarytm w chemii zwykło się oznaczać literką p.

pH=-log[H⁺], czyli z definicji logarytmu:
[H⁺]=10^-pH

Teraz już wiadomo, dlaczego pH nazywa się wykładnikiem stężenia jonów wodorowych (w reklamie gumy do żucia mylnie nazywany jest współczynnikiem pH)

-log([H⁺]^.[OH^-])=-log[H⁺]+(-log[OH^-])=-log10^-14 czyli:
pH+pOH=14