Vyjadřování kyselosti a zásaditosti látek

Pro vodné roztoky látek se stanovuje jejich kyselost a zásaditost. Je-li koncentrace kationtů H₃O⁺ vyšší než koncentrace aniontů OH^-, je roztok kyselý. V případě, že převládají anionty OH^- nad kationty H₃O⁺, hovoříme o roztocích zásaditých. Pokud se nachází oba ionty v rovnováze, je roztok neutrální.

Jelikož práce s malými čísly je velice nepraktická, zavedli vědci tzv. pVeličiny, u nichž písmenko „p“ před veličinou udává její záporný dekadický logaritmus. Proto pH je veličina udávající záporný dekadický logaritmus koncentrace oxoniových kationtů H₃O⁺:

Sörensenův exponent pH = - log [H₃O⁺]

Rozdělení roztoků podle kyselosti:

neutrální: pH = 7      [H₃O⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/dm³

zásaditý: pH ˃ 7      [H₃O⁺] ˂ [OH^-]  ˂ 10^-7 mol/dm³ 

kyselý:    pH ˂ 7      [H₃O⁺] ˃[OH^-]   ˂ 10^-7 mol/dm³

Výpočet pH

Výpočet pH a pOH silných kyselin a zásad

Silné kyseliny jsou v roztoku úplně disociované a molární koncentrace kyseliny se rovná koncentraci [H₃O⁺].

Silné zásady jsou v roztoku úplně disociované a molární koncentrace zásady se rovná koncentraci [OH^-].

Příklad 1:

Vypočítejte pH roztoku hydroxidu sodného, jehož molární koncentrace je 0,001 mol/dm³:

Výpočet:

NaOH ⇄ Na⁺ + OH^-

[NaOH] : [OH^-] = 1 : 1 ⇒ [NaOH] = [OH^-]

pOH = - log [OH-] ⇒ pOH = - log [NaOH]

pOH = - log 0,001

pOH = 3

pH = 14 – 3 = 11

Příklad 2:

Vypočítejte pH vodného roztoku kyseliny chlorovodíkové o molární koncentraci 0,1 mol/dm³:

Výpočet:

HCl + H₂O ⇄ H₃O⁺ + Cl^-

[H₃O⁺] = [HCl] = 0,1 mol/dm³

pH = - log [H₃O⁺] ⇒ pH = -log [HCl]

pH = - log 0,1

pH = 1