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
Zdroje
- FLEMR, Vratislav a Bohuslav DUŠEK. Chemie I/Obecná a anorganická. 1. vydání. Praha: SPN, 2001, ISBN 80-7235-147-8.
- HONZA, Jaroslav a Aleš MAREČEK. Chemie pro čtyřletá gymnázia 1. díl. Brno: DaTaPrintBrno, 1996, ISBN 80-902200-4-5.
- ŠRÁMEK, Vratislav a Ludvík KOSINA. Obecná a anorganická chemie. 1. vydání. Olomouc: FIN, 1996, ISBN 80-7182-003-2.
Obrázky
-
Obr. 1: volné dílo.commons.wikimedia.org [online]. [cit.10.6.2014. ]Dostupný na WWW:
http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Soeren_Peter_Lauritz_Soerensen_1868-1939.jpg?uselang=cs
Pokud není uvedeno jinak, autorem obrázků je Mgr. Marie Jankovská.
Přílohy
Řešený příklad
Příklad 1:
Vypočítejte pH roztoku kyseliny sírové, jehož molární koncentrace je 0,005 mol/dm3.
Řešení:
H2SO4 + 2 H2O ⇄ SO4- + 2 H3O+
[H2SO4] : [H3O+] = 1 : 2 ⇒ 2 · [H2SO4] = [H3O+]
pH = - log [H3O+] ⇒ pH = - log 2 [H2SO4]
pH = - log (2 · 0,005)
pH = 2
Příklad 2:
Vypočítejte pH roztoku hydroxidu vápenatého, jehož molární koncentrace je 0,01mol/dm3.
Řešení:
Ca(OH)2 ⇄ Ca2+ + 2 (OH)-
[Ca(OH)2] : [(OH)-] = 1 : 2 ⇒ 2 · [Ca(OH)2] = [(OH)-]
pOH = - log [(OH)-] ⇒ - log 2 · [Ca(OH)2]
pOH = - log (2 · 0,01)
pOH = 1,67
pH = 14 - 1,67 = 12,33
Procvič si
Vypocty_pH - viz. přílohy
Doplňující učivo
Pufr = tlumivý roztok
Pufr je roztok vzniklý smícháním slabé kyseliny a její konjugované zásady (resp. slabé zásady a konjugované kyseliny) nebo částečnou neutralizací slabé kyseliny (resp. slabé zásady). Je schopný udržovat v jistém rozmezí stabilní pH po přidání silné kyseliny či zásady do systému.
Příklady:
- krev, udržuje stále pH cca 7,4
- kyselina octová + octan sodný
- vodný roztok amoniaku + chlorid amonný