Zobrazení zdroje stránky PH

{{DISPLAYTITLE:pH}}
{{různé významy}}
[[Soubor:Indicateur acnantes ind114.jpg|náhled|Odstíny šťávy z červeného zelí v závislosti na pH]]
'''pH''' ({{vjazyce2|en|potential of hydrogen}}, {{vjazyce2|la|pondus hydrogenii}}, či {{cj|la|''potentia hydrogenii''}}, tj. „potenciál vodíku“), též '''vodíkový exponent''' je číslo, kterým se v&nbsp;[[chemie|chemii]] vyjadřuje, zda vodný roztok reaguje [[kyseliny|kysele]] či naopak [[zásady (chemie)|zásaditě]] (alkalicky). Jedná se o [[logaritmická stupnice|logaritmickou stupnici]] s běžně užívanými hodnotami od 0 do 14 (pro většinu [[voda|vodných]] roztoků, roztoky silných kyselin a zásad či jiné než vodné roztoky mohou nabývat jiných hodnot); přitom neutrální [[voda]] má pH při standardních podmínkách rovno 7. U kyselin je pH menší než sedm; naopak zásady mají pH > 7.
Výpočty pH mají velký význam především v [[Analytická chemie|analytické chemii]] při [[Titrace|titračních]] reakcích.

Stupnici pH zavedl v roce 1909 dánský biochemik [[Søren Peder Lauritz Sørensen]].

== Definice pH ==
[[Soubor:PH indicator paper.jpg|náhled|upright|Vliv pH na zbarvení indikačního papírku]]
Hodnota pH je definována jako záporně vzatý dekadický [[logaritmus]] [[aktivita (chemie)|aktivity]] [[Hydronium|oxoniových]] [[Ion|kationtů]]. Ve zředěných vodných roztocích lze hodnotu aktivity aproximovat hodnotou [[koncentrace (chemie)|koncentrace]] a pak platí:

<math>\mathrm{pH} = - \log\left(c_{\mathrm{H_3 O^+}}\right)</math>

Obecně platí rovnice:

<math>\mathrm{pH} = - \log\left(a_{\mathrm{H_3 O^+}}\right)</math>

kde ''a'' značí [[Aktivita (chemie)|aktivitu]] [[ion]]tu (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>). Rozsah pH se uzančně udává 0 do&nbsp;14 (platí pro většinu vodných roztoků při 25&nbsp;°C, ale teoreticky není tato stupnice omezena, existují například roztoky s pH nižším než 0). Chemicky čistá [[voda]] má při [[Pokojová teplota|pokojové teplotě]] pH 7 (při 100&nbsp;°C zhruba 6), [[kyseliny]] < 7, [[Zásady (chemie)|zásady]] > 7.

Ve vodném roztoku je vždy kromě molekul H<sub>2</sub>O také určité množství oxoniových kationtů H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> (přesněji [H(H<sub>2</sub>O)<sub>4</sub>]<sup>+</sup>) a hydroxylových aniontů OH<sup>−</sup>. Součin koncentrací obou těchto iontů je ve vodných roztocích za konstantních podmínek vždy konstantní, je označován jako '''[[Autoionizace vody|iontový součin vody]]''' a pro standardní podmínky nabývá hodnoty 10<sup>−14</sup>. V čisté vodě je látková koncentrace obou iontů stejná: 10<sup>−7</sup>. To odpovídá pH = 7. Kyselost vzniká přebytkem H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>. Zvýšení jejich koncentrace na stonásobek, tedy 10<sup>−5</sup>, odpovídá pH = 5. Zásaditost je přebytek hydroxylových iontů na úkor oxoniových. Je-li v roztoku např. 1000× více OH<sup>−</sup> než ve vodě, klesne koncentrace iontů H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> na&nbsp;10<sup>−10</sup>, což odpovídá pH = 10.

Kyselost nevodných roztoků (např. roztoky kyselin nebo [[Hydroxidy|hydroxidů]] v [[alkoholy|alkoholech]], [[Ketony|ketonech]] nebo i nepolárních rozpouštědlech) popisuje hodnota [[Hammetova funkce|Hammetovy funkce]]. Velikost Hammetovy funkce pro určité prostředí se prakticky zjišťuje na základě poměru kyselé a zásadité formy určitého acidobazického indikátoru v měřeném roztoku.

== Výpočty pH ==
Pro výpočet pH je vždy nutné ujasnit si, co (ne)reaguje s čím. Která sloučenina se v reakci chová jako kyselina, která se chová jako zásada a jak se budou chovat produkty reakce. Proto je důležité napsat si a vyčíslit rovnici reakce a spočítat koncentrace reaktantů a produktů (s tím, že pokud v reakci vzniká voda či slouží jako rozpouštědlo, tak její koncentrace můžeme zanedbat).

Podle toho, jaké látky mezi sebou reagují se vybere i vzorec pro výpočet hodnoty pH:

=== Výpočet pH silné kyseliny ===
Za [[síla kyselin|silné kyseliny]] považujeme především následující: [[Kyselina chlorovodíková|HCl]], [[Kyselina bromovodíková|HBr]], HI, [[Kyselina dusičná|HNO<sub>3</sub>]], [[Kyselina sírová|H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>]], [[Kyselina chloristá|HClO<sub>4</sub>]], [[Kyselina hexafluorokřemičitá|H<sub>2</sub>SiF<sub>6</sub>]]

Pro výpočet přes koncentraci platí vzorec uvedený výše: <math>\mathrm{pH} = - \log\left(c_{\mathrm{H^+}}\right)</math>

Pro přesnější výpočet přes aktivitu iontů se používá vzorec aktivity: <math>\mathrm{pH} = - \log a_{H^+}</math>, kde <math>a_{H^+} = \left[H^+\right]\cdot y_{H^+}</math>

y<sub>H+</sub> – aktivitní koeficient

Aktivitní koeficient se počítá pomocí rovnice [[Iontová síla|iontové síly]] roztoku: <math>-\log y_H^+=\frac{1}{2}\cdot z_i^2 \cdot \left ( \frac{\sqrt I}{1+\sqrt{I}}-0,3 \cdot I \right )</math>

Iontová síla ''I'' (vzorec): <math>I = \frac{1}{2}\cdot \sum c_i\cdot z^2_i</math>

''c''<sub>i</sub> – koncentrace látky v mol/l

''z''<sub>i</sub> – náboj iontu

Pro názornost je vhodné nakreslit si tabulku iontové síly, což lze ukázat na příkladu výpočtu pH 0,1M HCl:
{| class="wikitable"
!iont<sub>i</sub>
!''c''<sub>i</sub>
!''z''<sub>i</sub>
|''c''<sub>i</sub>''z''<sub>i</sub><sup>2</sup>
|-
|H<sup>+</sup>
|0,1
| +1
|0,1
|-
|Cl<sup>−</sup>
|0,1
| -1
|0,1
|-
|Suma
|
|
|0,2
|}

=== Výpočet pH slabé kyseliny ===
Má-li kyselina disociační konstantu K<sub>a</sub>, považujeme ji za slabou. Pro slabé kyseliny platí následující disociační vztahy:

<math>\mathrm{HA} \rightleftharpoons \mathrm{H}^+ + \mathrm{A}^- ;  
K_a \doteq \frac{[\mathrm{H}^+]\cdot [\mathrm{A}^-]}{[\mathrm{HA}]},</math> kde <math>[\mathrm{H}^+]\neq c_{\mathrm{HA}}, </math> z toho plyne, že: <math>\mathrm{pH} = -\log \sqrt{c_{\mathrm{HA}}\cdot K_a} 
\Rightarrow \mathrm{pH} = -\frac{1}{2}\cdot (c_{HA}\cdot K_a)
\Rightarrow \mathrm{p}K_a = -\log K_a</math>

Vzorec pro výpočet slabé kyseliny proto vypadá následovně: <math>\mathrm{pH} = \frac{1}{2}\mathrm{p}K_a -\frac{1}{2}\log c_{\mathrm{HA}}</math>

=== Výpočet pH silné zásady ===
Za silné zásady (báze, značíme B) považujeme oxidy a hydroxidy [[Alkalické kovy|alkalických kovů]] a kovů alkalických zemin (skupiny prvků I.A a II.A periodické tabulky)

Platí tak tyto vztahy: <math>B(OH)_x \rightleftharpoons B^{x+} + x OH^- \Rightarrow OH^- = x\cdot c_{B(OH)_x}</math> a <math>pOH = - \log [a_{OH}]\cdot y_{OH^-} \bigvee pOH = -\log [OH^-]</math>

Vzorec pH silné zásady proto zní: <math>pH = 14 - pOH</math>

=== Výpočet pH slabé zásady ===
Platí zde tyto vztahy: <math>BOH \rightleftharpoons B^+ + OH^- ;  
K_b \doteq \frac{[B^+]\cdot [OH^-]}{[BOH]}
\Rightarrow pK_b = -\log K_b</math>

Vzorec výpočtu pH slabé zásady: <math>pH = 14 - \frac{1}{2}pK_b + \frac{1}{2}\log c_{\mathrm{BOH}}</math>

=== Výpočet pH solí ===
Soli slabých kyselin se ve vodném prostředí chovají jako slabé zásady a naopak. ''c''<sub>s</sub> v následujících vzorcích je koncentrace soli.

==== Sůl silné kyseliny a silné zásady ====
má neutrální pH (pH = 7)

==== Sůl slabé kyseliny a silné zásady ====
<math>pH = 7 + \frac{1}{2}pK_a+\frac{1}{2}\log c_s</math>

==== Sůl silné kyseliny a slabé zásady ====
<math>pH = 7 - \frac{1}{2}pK_b - \frac{1}{2}\log c_s</math>

==== Sůl slabé kyseliny a slabé zásady ====
<math>pH = 7 + \frac{1}{2}pK_a - \frac{1}{2}pK_b </math>

=== Výpočet pH [[amfolyt]]u ===
Amfolyty jsou typicky aminokyseliny, soli vícesytných slabých kyselin.

<math>pH = \frac{pK_{a1}+pK_{a2}}{2}</math>

=== Výpočet pH [[pufr]]u ===
[[Pufr]] - roztok se současným obsahem kyseliny i zásady.

<math>pH = pK_a + \log\frac{c_{zas}}{c_{kys}}</math>

== Měření pH ==
{{pH}}

=== Acidobazické indikátory ===
Některé organické látky mění uspořádání dvojných vazeb v&nbsp;molekule v&nbsp;závislosti na pH prostředí, což se projeví změnou zabarvení roztoku. Například čaj změní barvu přidáním kyselé citronové šťávy. Takovým látkám říkáme acidobazické indikátory. Kyselost můžeme měřit přidáním indikátoru do roztoku a porovnáním barvy s&nbsp;kalibrovanou barevnou škálou. Používají se zejména tyto látky:

* [[Thymolová modř]] přechází z&nbsp;kyselé červené formy na zásaditou žlutou v&nbsp;oblasti pH&nbsp;1,2–2,8.
* [[Methylová žluť]] přechází z&nbsp;kyselé červené formy na zásaditou žlutou v&nbsp;oblasti pH&nbsp;2,9–4,0.
* [[Bromfenolová modř]] přechází z&nbsp;kyselé žluté formy na zásaditou modrou v&nbsp;oblasti pH&nbsp;3,0–4,6.
* [[Methyloranž]] přechází z&nbsp;kyselé oranžové formy na zásaditou žlutou v&nbsp;oblasti pH&nbsp;3,1–4,5.
* [[Methylčerveň]] přechází z&nbsp;kyselé červené formy na zásaditou žlutou v&nbsp;oblasti pH&nbsp;4,4–6,3.
* [[Lakmus]] přechází z&nbsp;kyselé červené formy na zásaditou modrou v&nbsp;oblasti pH&nbsp;5,0–8,0.
* [[Bromthymolová modř]] přechází z&nbsp;kyselé žluté formy na zásaditou modrou v&nbsp;oblasti pH&nbsp;6,0–7,6.
* [[Fenolftalein]] přechází z&nbsp;kyselé bezbarvé formy na zásaditou fialovou v&nbsp;oblasti pH&nbsp;8,0–9,8.
* [[Thymolftalein]] přechází z&nbsp;kyselé bezbarvé formy na zásaditou modrou v&nbsp;oblasti pH&nbsp;9,3–10,5.

Přírodním indikátorem je například barvivo v červeném zelí, které při okyselení roztoku změní barvu z modré na červenou.

Barevné přechody indikátorů jsou v praxi nejčastěji využívány pro acidobazické [[titrace]], které slouží pro určení obsahu kyseliny nebo hydroxidu v analyzovaném vzorku. Definovaný objem měřeného vzorku s přídavkem vhodného indikátoru je přitom [[neutralizace|neutralizován]] roztokem kyseliny nebo hydroxidu. Dosažení bodu, kdy je koncentrace kyseliny a hydroxidu v rovnováze (neutrální roztok) je určena změnou barvy příslušného indikátoru. Z množství a koncentrace roztoku, potřebného pro získání neutrálního roztoku lze jednoduše vypočíst obsah kyseliny nebo hydroxidu v analyzovaném roztoku.

Pro hrubou orientaci o kyselosti měřeného roztoku se k&nbsp;měření pH používá [[lakmus|lakmusový papírek]], což je proužek papíru napuštěný lakmusem. Poněkud přesnější údaj o kyselosti měřeného roztoku poskytuje univerzální indikátorový papírek, jehož zbarvení se mění s pH měřeného roztoku od červené až po tmavě modrou (barevnou škálu vystihuje vedlejší tabulka hodnot pH běžně se vyskytujících roztoků).

=== Instrumentální metody měření pH ===
[[Soubor:Zilverchloridereferentie- en PH-glaselektrode.jpg|náhled|upright=0.35|Skleněná měrná a kalomelová referenční elektroda]]
Pro přesná měření hodnot pH vodných roztoků se v současné době používá prakticky výlučně [[potenciometrie]] s využitím [[skleněná elektroda|skleněné elektrody]] jako měrného členu. Podstatou uvedené metody je velmi přesné měření elektrického potenciálu mezi měrnou (skleněnou) a referenční elektrodou. Jako referenční elektrody lze v tomto případě využít prakticky každé elektrody II. druhu, tedy elektrody, jejíž potenciál zůstává konstantní při změně prostředí, v němž je ponořena. Nejčastěji se zde uplatňuje [[kalomel]]ová nebo [[Chlorid stříbrný|argentchloridová]] srovnávací elektroda.

Kyselost měřeného roztoku určuje elektrický potenciál měrné skleněné elektrody. Základní část skleněné elektrody tvoří tenkostěnná miniaturní baňka ze speciálního skla. Vnitřní objem baňky je naplněn pufrem, tedy roztokem o konstantním pH. Vnější povrch baňky je ve styku s měřeným roztokem a rovnováha mezi hydroxoniovými ionty ve zkoumaném roztoku a ionty v povrchu skla způsobují změnu elektrického potenciálu elektrody.

Elektrický potenciál mezi měrnou a referenční elektrodou je měřen citlivým [[voltmetr]]em, který musí vykazovat vysoký vstupní [[elektrický odpor|odpor]] (minimální požadavek je 10<sup>14</sup>&nbsp;Ω, kvalitní přístroje mají parametry o řád až dva lepší). Komerčně dodávané přístroje – pH-metry současně převádějí měřené napětí mezi elektrodami přímo na hodnotu pH, kterou zobrazují digitálně na displeji.

Teoreticky platí, že změna pH o jeden řád (např. z pH 6 na pH 7) vyvolá změnu potenciálu skleněné elektrody o 59 mV. V praxi je však potenciálový rozdíl individuálně měřen pro konkrétní elektrodu pomocí roztoků o přesně definovaném pH, [[pufr]]ů. Naměřený potenciálový rozdíl (např. pufru o pH = 4 a pH = 7) pak slouží ke kalibraci elektrody a zpřesnění výsledných údajů.

V současné době patří potenciometrické měření pH k velmi kvalitně i komerčně zvládnutým instrumentálním technikám. Na trhu je celá řada přístrojů špičkové kvality, umožňujících měření pH s rozlišením na 0,01 až 0,001 jednotky pH. Současně jsou však k dispozici cenově dostupné přístroje pro měření v terénu (úpravny a čističky odpadních vod, monitoring kyselosti zásobních roztoků v průmyslu…), které sice nedosahují špičkové přesnosti měření, ale umožňují velmi rychlé a snadné získání terénních dat.

Měření pH skleněnou elektrodou se v současné době neomezuje pouze na měření kyselosti roztoků, ale je možno zakoupit speciální elektrody pro sledování kyselosti povrchů (např. navlhčený papír, zemina apod.), vpichové elektrody pro měření pH masa a jiných potravin atd. V medicíně slouží miniaturní pH-elektrody k monitoringu pH krve pacientů.

== Externí odkazy ==
* {{Commonscat}}
* {{Wikislovník|heslo=pH}}
* [http://goldbook.iupac.org/html/P/P04524.html pH.] Definice [[Mezinárodní unie pro čistou a užitou chemii]] s komentáři a referencemi. ''IUPAC Compendium of Chemical Terminology'', 2. vydání ("Gold Book"). Editoři: A. D. McNaught and A. Wilkinson. Blackwell Scientific Publications, Oxford (1997). Opravené XML on-line vydání sestavili M. Nic, J. Jirat, B. Kosata; aktualizoval A. Jenkins. Verze 2.3.3 (24. únor 2014) ISBN 0-9678550-9-8. [[Digital object identifier|DOI]]: [https://doi.org/10.1351/goldbook.P04524 10.1351/goldbook.P04524] (anglicky)
* [http://edu.uhk.cz/titrace/ Acidobazické titrace] (studentský server EDU, Univerzita Hradec Králové)
* [http://uiozp.ft.utb.cz/studmat/201492313335/skripta.asp Skripta analytické chemie]{{Nedostupný zdroj}} (Ústav Ochrany Životního Prostředí na Fakultě Technologické, Univerzita Tomáše Bati ve Zlíně)

{{Kyseliny a zásady}}
{{Acidobazické indikátory}}
{{Autoritní data}}
{{Portály|Chemie}}

[[Kategorie:PH indikátory| ]]
[[Kategorie:Elektrochemie]]