pH-beregning

pK_s for H_3PO₄ = 2,12

pK_s for H₂PO₄^- = 7,21

                               pH ≈ (1/2)·(2,12 + 7,21)         formlen gælder strengt taget kun når både
                                                                          H₃PO₄ og H₂PO₄^- er svage syrer.

H₂PO₄^- er en amfolyt, hvilket betyder, at den både kan reagere ved at afgive en proton (en syre) og ved at optage en proton (en base):

I)        H₂PO₄^-(aq) + H₂O(l) ⇔ HPO₄^2-(aq) + H₃O⁺(aq)

II)       H₂PO₄^-(aq) + H₃O⁺(aq) ⇔ H₃PO₄(aq) + H₂O(l)

Ud fra ovenstående ligninger kan vi opskrive ligevægtskonstanterne:

K_aI = [HPO₄^2-][H₃O⁺]/[H₂PO₄^-]

K_aII = [H₂PO₄^-][H₃O⁺]/[H₃PO₄]   (skrevet op for reaktionen mod venstre)

og c(H₂PO₄^-) = [H₃PO₄] + [H₂PO₄^-] + [HPO₄^2-]

Koncentrationen af H₃O⁺ kan skrives som:

[H₃O⁺] = [HPO₄^2-] - [H₃PO₄]         (H₃O⁺ dannes ved dissociation og forbruges ved hydrolyse)

Dvs.

[H₃O⁺] = K_aI[H₂PO₄^-]/[H₃O⁺]  -  [H₂PO₄^-][H₃O⁺]/K_aI

⇒ [H₃O⁺]² = K_aIK_aII[H₂PO₄^-]/([H₂PO₄^-] + K_aI)

Vi antager nu, at hverken dissociationen eller hydrolysen er for ekstreme, så [H₂PO₄^-] ≈ c(H₂PO₄^-) ≡ c, dvs.

[H₃O⁺] = √(K_aIK_aIIc/(c + K_aI))

Vi betragter nævneren - vi antager med rimelighed, at c >> K_aI, dvs.

[H₃O⁺] ≈ √(K_aIK_aII)

eller

pH = -log[H₃O⁺] = -log((K_aIK_aII)^1/2) = 1/2(pK_aI + pK_aII)       (idet pK_a ≡ -log(K_a))

Også kaldet amfolytligningen. Ligningen er generel for amfolytter, så længe amfolytten ikke dissocierer eller hydroliserer for meget.