Pan Sörensen zavedl symbol pH, který slouží k přesnému popisu kyselosti roztoku. Vodné roztoky jsou podle pH: A jsou tím kyselejší, čím je pH menší než 7, tím zásaditější, čím je pH větší než 7. Kyselina je podle pana Arrhenia látka, která je schopná odštěpovat kationty H+, zásada odštěpuje anioonty OH-. V kyselém vodném roztoku tedy převažují kationty H+, naopak v zásaditém převažují anioty OH-. V neutrálním vodném roztoku je jejich koncentrace stejná a měřením bylo zjištěno, že platí: [H+] = [OH-] = 10-7. Pro jejich součin tedy platí: [H+] . [OH-] = 10-14 Tento vztah platí pro každý vodný roztok a nazývá se iontový součin vody. Je-li např. v roztoku koncentrace [H+] = 10-2 , je koncentrace [OH-] = 10-12 ( 10-2 . 10-12 = 10-14 platí iontový součin vody). Tento roztok bude kyselý, protože je koncentrace [H+] větší než [OH-] (10-2 > 10-12). Je-li v jiném roztoku koncentrace [H+] = 10-9 , je koncentrace [OH-] = 10-5 ( 10-9 . 10-5 = 10-14 platí iontový součin vody). Tento roztok bude zásaditý, protože je koncentrace [OH-] větší než [H+] (10-5 > 10-9). Počítání s mocninami se zápornými exponenty není zrovna příjemné, proto zmíněný pan Sörensen zavedl pojem pH pomocí definice: pH = -log [H+] Tím se zjednodušeně počítá pouze s exponenty mocnin 10 bez záporného znaménka. První roztok je kyselý, protože má pH = 2 (pH = -log 10-2 = 2), druhý roztok je zásaditý, protože má pH = 9 (pH = -log 10-9 = 9). Kyselina HA je tím silnější, čím snadněji odštěpuje hydroniové kationty H+, tedy do jaké míry probíhá její disociace na ionty: HA --> H+ + A- Tu nám numericky charakterizuje tzv. disociační konstanta kyseliny KHA: KHA = Disociční konstanty jsou pro vodné roztoky u většiny kyselin a zásad dobře známy. Síla kyseliny roste s rostoucí hodnotou disociační konstanty. Všechna dosud uvedená fakta (včetně definice pH) však platí jen pro značně zředěné roztoky (menší než 1M). Se vzrůstající koncentrací roztoků se také zvětšuje vzájemné působení iontů v roztoku a tím klesá jejich "aktivita". Výpočet pH je pro tyto roztoky pak již nemožný. Výpočet pH můžeme tedy provádět pouze u velmi zředěných vodných roztoků: (41) {42) {43)

2. U roztoků slabých jednosytných kyselin a slabých zásad vypočteme pH pomocí disociační konstanty a koncentrace. Pro disociaci kyseliny HA platí: HA <--> H+ + A- Vyjádříme disociační konstantu: KHA = Protože z rovnice disociace plyne, že [H+] = [A-], vztah zjednodušíme: KHA = Vyjádříme [H+]: [H+] = Slabé kyseliny jsou nepatrně disociovány a proto můžeme koncentraci nedisociované kyseliny položit rovnu koncentraci kyseliny ck, tedy [HA} = ck. Tím dostáváme: [H+] = a po zlogaritmování: log H+ = 1/2(log KHA + log ck) Nakonec rovnici vynásobíme (-1): -log H+ = 1/2(-log KHA - log ck). a dosadíme z definice pH za -log H + = pH Podobně jako pH se definuje také pK: pKHA = -log KHA a dosadíme za -log KHA = pKHA = pKk, (k označuje kyselinu HA - pro stručnost) a máme výsledný vztah pro výpočet pH slabé jednosytné kyseliny: pH = 1/2(pKk - log ck) Podobně, ale stručněji, odvodíme vztah pro slabou, jednosytnou zásadu BOH: BOH <--> B+ + OH- KBOH = KBOH = , platí [BOH] = cz [OH-] = [H+] = 10-14/ log H+ = -14 - 1/2(log KBOH + log cz) -log H+ = 14 - 1/2(-log KBOH - log cz) dosadíme za -log KBOH = pKBOH = pKz, (z označuje zásadu BOH - pro stručnost) a máme výsledný vztah pro výpočet pH slabé jednosytné zásady: pH = 14 - 1/2(pKz - log cz) (44) (45) (46)

Vytisknout certifikat