Zuurbaseevenwichten

Zuurbaseevenwichten verwijzen naar dynamische evenwichten tussen zuren en basen in oplossing, waarbij een zuur een proton overdraagt aan een base. In de Brønsted-Lowry-definitie ontstaan hierdoor paren van geconjugeerde zuren en basen, zoals HA en A−, of H2O en H3O+. In water is ook het waterautodisociatie-evenwicht relevant: H2O ⇌ H+ + OH−, en de zuurgraad wordt uitgedrukt met de waterfaktor Kw, waarbij Ka × Kb = Kw voor elk geconjugeerd paar geldt. De pH-schaal is gebaseerd op pH = −log[H3O+], en in veel situaties geldt ook pH + pOH ≈ 14 bij 25 °C.

Buffers zijn oplossingen die pH-verwarming tegen kleine toevoegingen van zuur of base mogelijk maken. Ze bestaan uit een zwak zuur met zijn geconjugeerde base, of uit een zwakke base met zijn geconjugeerde zuur. Het buffergebied en de buffercapaciteit hangen af van de concentraties en de verhouding tussen de geconjugeerde paarse aanwezige species. Le Chatelier’s principe verklaart de werking: bij toevoeging van zuur reageert A− met H+, bij toevoeging van base reageert HA met OH− tot A− en water.

De Henderson-Hasselbalch-vergelijking geeft de relatie tussen pH en de verhouding van geconjugeerde base en zuur: pH = pKa + log([A−]/[HA]). Zuur-baseevenwichten zijn fundamenteel in chemie, biologie en milieuchemie, bijvoorbeeld in het bloed culminerend in het bicarbonaat/carbonzuur-systeem, en in titraties met sterke en zwakke zuren of basen. Veelvoorkomende paren zijn CH3COOH/CH3COO− en NH4+/NH3.