Skala kwasowości i zasadowości

Wartość stałej dysocjacji stanowi ilościową miarę charakteru cząsteczek kwasów i zasad. Proces ten dostarcza jonów wodorowych (dysocjacja kwasów) oraz wodorotlenkowych (dysocjacja zasad).

Stężenie jonów wodorowych (oksoniowych), aktualnie obecnych w roztworze jest najbardziej obiektywną miarą kwasowości, a stężenie jonów wodorotlenkowych – zasadowości. W roztworach wodnych w danej temperaturze stężenia obu tych jonów są ze sobą ściśle powiązane wartością iloczynu jonowego wody K_w= [H₃O⁺][OH^–]=10^-14.

Skala pH ma zastosowanie w rozcieńczonych roztworach wodnych w temperaturze 25 ̊C. Zawiera 14 jednostek pH i na jej podstawie można określić charakter danej substancji. Przy jego określaniu bierze się pod uwagę następujące kryteria:

• pH < 7 – roztwór kwasowy,
• pH = 7 – roztwór obojętny,
• pH > 7 – roztwór zasadowy.

Przykłady substancji o odczynie zasadowym i kwaśnym w roztworze wodnym

Osobny artykuł: Niezgodności recepturowe – wytrącanie słabych kwasów

Wskaźniki kwasowo-zasadowe

Związki chemiczne, najczęściej organiczne, które zmieniają barwę pod wpływem kwasu lub zasady to wskaźniki (indykatory). Charakteryzują się różnorodną budową chemiczną cząsteczek, są słabymi elektrolitami i ulegają dysocjacji w roztworze wodnym, przebiegającej według schematu:

HIn + H₂O ↔ H₃O⁺ + In^–, gdzie HIn i In ^– oznaczają sprzężoną parę kwas-zasada. W przypadku wskaźników ważne jest aby można było odróżnić barwę postaci zasadowej od kwasowej.

Metody pomiaru pH roztworów

Dwoma podstawowymi metodami pomiaru pH, które umożliwiają jego oznaczenie z dokładnością większą niż 1-2 jednostek pH są metody: kolorymetryczna (spektrofotometryczna) i potencjometryczna. Pomiar zarówno jedną jak i drugą wymaga specjalnego wyposażenia aparaturowego. Analityk powinien umieć się nim posługiwać oraz posiadać przynajmniej podstawową wiedzę o zachodzących procesach biochemicznych.

Metoda kolorymetryczna oparta jest na prawie absorpcji światła Lamberta-Beera. Polega na tym, że do roztworu o znanym pH dodawana jest określona ilość wskaźnika, który powoduje zmianę barwy. Następnie jej intensywność (absorbancja) mierzona jest za pomocą kolorymetru lub spektrofotometru. Zgodnie ze wspomnianym wcześniej prawem jest ona proporcjonalna do stężenia barwnego składnika.

Natomiast częściej stosowaną metodą jest potencjometryczna, a dokładniej jej odmiana – pomiar pehametryczny. Przy wykorzystaniu potencjometru lub pehametru można dokonać dokładnego pomiaru siły elektromotorycznej ogniwa, złożonego z dwóch elektrod zanurzonych w badanym roztworze. Jedna z nich posiada stały potencjał i pełni rolę elektrody porównawczej, wobec której mierzony jest potencjał drugiej elektrody, zwanej wskaźnikową. Ta druga charakteryzuje się zróżnicowaną budową oraz liniową zależnością od logarytmu stężenia jonów wodorowych (w pewnym zakresie pH).

Osobny artykuł: Niezgodności recepturowe – wytrącanie słabych zasad

Wpływ pH na rozpuszczalność

Większość substancji leczniczych to słabe kwasy lub zasady, dlatego ich rozpuszczalność uzależniona jest od wartości pH. W przypadku występowania dużej różnicy w rozpuszczalności formy zdysocjowanej soli do wolnej niezdysocjowanej zasady lub kwasu to nawet mała zmiana pH roztworu może być widoczna. Ma to miejsce m.in. po połączeniu dwóch roztworów substancji znacznie różniących się wartościami pH.

Przykładem związku chemicznego, którego rozpuszczalność uzależniona jest od pH roztworu jest fenobarbital sodu. Bardzo trudno rozpuszcza się w środowisku kwaśnym lub obojętnym. W środowisku zasadowym tworzy dobrze rozpuszczalną w wodzie sól – fenobarbital sodowy. Na skutek obniżenia pH roztworu dochodzi do przemiany części formy zdysocjowanej na niezdysocjowany kwas, który po przekroczeniu progu rozpuszczalności wytrąca się w postaci osadu.

Sprawdź także: Tabela alkoholometryczna