Další verze viz pH (disambiguation).
Teorie acidobazických reakcí
pH
Samojonizace vody
Pufrové roztoky
Systematické pojmenování
Elektrochemie
Kyseliny:
pH je míra kyselosti roztoku vyjádřená aktivitou vodíkových iontů (H+), což znamená potenciál vodíku. U zředěných roztoků je však vhodné nahradit aktivitu vodíkových iontů molaritou (mol/l) vodíkových iontů (to však nemusí být při vyšších koncentracích přesné ).
Ve vodných systémech je aktivita vodíkových iontů dána disociační konstantou vody (Kw = 1,011 × 10-14 M2 při 25 °C) a interakcemi s ostatními ionty v roztoku. Díky této disociační konstantě má neutrální roztok (aktivita vodíkových iontů se rovná aktivitě hydroxidových iontů) pH přibližně 7. Vodné roztoky s hodnotami pH nižšími než 7 se považují za kyselé, zatímco hodnoty pH vyšší než 7 se považují za zásadité.
Ačkoli se pH obecně vyjadřuje bez jednotek, nejedná se o libovolnou stupnici; číslo vychází z definice založené na aktivitě vodíkových iontů v roztoku. Stupnice pH je obráceným logaritmickým vyjádřením relativní koncentrace vodíkových protonů (H+). Většina stupnic má lineární charakter a postupuje plynule přírůstkovým způsobem. Na stupnici pH představuje posun hodnoty o jedno číslo nahoru desetinásobný pokles hodnoty. Například posun pH z 2 na 3 představuje pokles celkové koncentrace o desetinásobek koncentrace H+ a posun z 2 na 4 představuje stonásobný pokles (10 X 10) koncentrace H+.
Přesný vzorec pro výpočet pH je:
aH+ označuje aktivitu iontů H+ a je bez jednotek.
Ve zředěných roztocích (jako je voda z vodovodu) se aktivita přibližně rovná číselné hodnotě koncentrace iontu H+, označované jako [H+] (nebo přesněji [H3O+]), měřené v molech na litr (známé také jako molarita). Proto je často vhodné definovat pH jako:
V obou definicích log10 označuje logaritmus o základu 10, proto pH definuje logaritmickou stupnici kyselosti. Přímky označující absolutní hodnotu činí z pH veličinu bez jednotek. Pokud například vyrobíme limonádu s koncentrací H+ 0,0050 molu na litr, bude její pH následující:
Roztok o pH = 8,2 bude mít koncentraci [H+] 10-8,2 mol/l, tedy přibližně 6,31 × 10-9 mol/l. Aktivita vodíku aH+ je tedy přibližně 6,31 × 10-9. Roztok s koncentrací [H+] 4,5 × 10-4 mol/l bude mít hodnotu pH 3,35.
V roztoku o teplotě 25 °C je pH 7 neutrální (tj. pH čisté vody), protože voda přirozeně disociuje na ionty H+ a OH- o stejné koncentraci 1×10-7 mol/l. Nižší hodnota pH (např. pH 3) znamená rostoucí sílu kyselosti a vyšší hodnota pH (např. pH 11) znamená rostoucí sílu zásaditosti. Všimněte si však, že čistá voda, pokud je vystavena atmosféře, přijímá oxid uhličitý, jehož část reaguje s vodou za vzniku kyseliny uhličité a H+, čímž se pH snižuje na přibližně 5,7. To znamená, že voda má pH nižší než voda.
Neutrální pH při 25 °C není přesně 7. pH je experimentální hodnota, takže je s ní spojena chyba. Jelikož disociační konstanta vody je (1,011 ± 0,005) × 10-14, pH vody při 25 °C by bylo 6,998 ± 0,001. Tato hodnota však odpovídá neutrálnímu pH, které je 7,00 s přesností na dvě platné číslice, což je dostatečně blízko, aby většina lidí předpokládala, že je to přesně 7. S vyšší teplotou se pH vody zmenšuje. Například při teplotě 50 °C je pH vody 6,55 ± 0,01. To znamená, že zředěný roztok je při teplotě 50 °C neutrální, pokud je jeho pH přibližně 6,55, a že pH 7,00 je zásadité.
Většina látek má pH v rozmezí 0 až 14, avšak extrémně kyselé nebo extrémně zásadité látky mohou mít pH nižší než 0 nebo vyšší než 14. Příkladem jsou kyselé důlní splachy s pH = -3,6. Všimněte si, že to neznamená molární koncentraci 3981 M.
pH lze měřit také pomocí měření buněčného potenciálu vzorku:
kde epsilon () je elektromotorická síla (EMF) nebo potenciál galvanického článku.
Vzorec pro pH byl odvozen z aplikace Nernstovy rovnice na koncentrační články nebo galvanické články, kde jsou poloviny článků o různých koncentracích. V Nernstově rovnici
V koncentrační buňce se však obě εo rovnají, takže rovnice má tvar
Při použití standardní vodíkové elektrody s plynem H2 o tlaku 1 atm a neznámou molaritou iontů H+, kdy se na každý mol reakce přenesou 2 moly elektronů, lze rovnici sestavit takto:
Arbitrárně je vodíkový potenciál neboli pH definován jako . Proto,
Stejným postupem lze zjistit i „pH“ jakékoli jiné látky (např. potenciál stříbrných iontů neboli pAg+) odvozením podobné rovnice. Tyto další rovnice pro potenciály však nebudou stejné, protože počet molů přenesených elektronů (n) se bude u různých reakcí lišit.
Výpočet pH pro slabé a silné kyseliny
Hodnoty pH pro slabé a silné kyseliny lze aproximovat za určitých předpokladů.
Podle Brønstedovy-Lowryho teorie jsou silnější nebo slabší kyseliny relativním pojmem. Zde však definujeme silnou kyselinu jako druh, který je mnohem silnější kyselinou než hydroniový (H3O+) ion. V takovém případě probíhá disociační reakce (přísně vzato HX+H2O↔H3O++X-, ale zjednodušeně jako HX↔H++X-) až do konce, tj. v roztoku nezůstává žádná nezreagovaná kyselina. Rozpouštění silné kyseliny HCl ve vodě lze tedy vyjádřit:
To znamená, že v roztoku HCl o koncentraci 0,01 mol/l je přibližně 0,01 mol/l rozpuštěných vodíkových iontů. Z výše uvedeného vyplývá, že pH je: pH = -log10 [H+]:
U slabých kyselin nedojde k dokončení disociační reakce. Mezi vodíkovými ionty a konjugovanou zásadou je dosaženo rovnováhy. Následující obrázek ukazuje rovnovážnou reakci mezi kyselinou metanovou a jejími ionty:
Pro výpočet pH každé kyseliny je nutné znát hodnotu rovnovážné konstanty reakce. V souvislosti s pH se tato hodnota označuje jako konstanta kyselosti kyseliny, ale počítá se stejným způsobem (viz chemická rovnováha):
Pro HCOOH je Ka = 1,6 × 10-4
Při výpočtu pH slabé kyseliny se obvykle předpokládá, že voda neposkytuje žádné vodíkové ionty. To zjednodušuje výpočet a koncentrace, kterou voda poskytuje, 1×10-7 mol, je obvykle zanedbatelná.
U 0,1 mol/l roztoku kyseliny methanové (HCOOH) je konstanta kyselosti rovna:
Vzhledem k tomu, že neznámé množství kyseliny se disociovalo, [HCOOH] se o toto množství sníží, zatímco [H+] a [HCOO-] se o toto množství zvýší. Proto lze [HCOOH] nahradit hodnotou 0,1 – x a [H+] a [HCOO-] lze nahradit hodnotou x, čímž získáme následující rovnici:
Řešením pro x získáme 3,9×10-3, což je koncentrace vodíkových iontů po disociaci. Proto je pH -log(3,9×10-3), tedy přibližně 2,4.
Existuje také pOH, v jistém smyslu opak pH, který měří koncentraci OH-iontů neboli bazicitu. Protože voda se sama ionizuje a [OH-] se zapisuje jako koncentrace hydroxidových iontů, máme následující hodnoty
kde Kw je ionizační konstanta vody.
pomocí logaritmických identit, pak máme vztah:
Tento vzorec platí přesně pouze pro teplotu = 298,15 K (25 °C), ale je přijatelný pro většinu laboratorních výpočtů.
Hydrangea macrophylla kvete růžově nebo modře v závislosti na pH půdy. V kyselých půdách budou květy modré, v zásaditých půdách růžové.
Indikátor se používá k měření pH látky. Běžnými indikátory jsou lakmusový papírek, fenolftalein, methyloranžová, fenolová červeň, bromthymolová modř a bromkrezolová purpur.