pH: definícia, meranie kyslosti a zásaditosti — vzorec a význam

Zistite, čo je pH, ako sa meria kyslosť a zásaditosť, vzorec a význam v praxi — jednoduché vysvetlenie pre študentov aj profesionálov.

pH je stupnica kyslosti od 0 do 14. Udáva, aká je látka kyslá alebo zásaditá. Kyslejšie roztoky majú nižšie pH, zásaditejšie roztoky majú vyššie pH. Látky, ktoré nie sú kyslé ani zásadité (teda neutrálne roztoky), majú zvyčajne pH 7 pri 25 °C. Kyseliny majú pH nižšie ako 7 a zásady majú pH väčšie ako 7. pH je rýchly spôsob, ako vyjadriť koncentráciu voľných vodíkových iónov v roztoku a často sa používa v chémii, biológii, poľnohospodárstve, vodnom hospodárstve a priemysle.

pH je miera koncentrácie protónov (H+) v roztoku. S.P.L. Sørensen zaviedol tento pojem v roku 1909. Písmeno p znamená nemecký potenz, čo znamená mocnina alebo koncentrácia, a H znamená vodíkový ión (H+).

Najbežnejší vzorec na výpočet pH je:

pH = - log 10 [ H + ] {\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{H}}^{+}\right]}

[H+] označuje koncentráciu iónov H+ (často sa zapisuje aj ako [H3O+], pretože vo vode sú voľné protóny viazané ako ióny hydrónia), meria sa v móloch na liter (známe aj ako molarita). Pre praktické účely sa často uvažuje, že pH = 7 znamená neutrálny roztok pri 25 °C, pretože pri tejto teplote je autoprotolýza vody taká, že [H+] = 1×10−7 M.

Správna rovnica však v skutočnosti znie:

pH = - log 10 [ a H + ] {\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[a_{\mathrm {H^{+}} }\right]}

kde a H + {\displaystyle a_{\mathrm {H^{+}} }} označuje aktivitu iónov H+. Aktivita zohľadňuje interakcie medzi iónmi v roztoku (iontovú silu) a odlišuje sa od priamej koncentrácie [H+] hlavne v roztokoch s vyššou iónovou silou alebo pri veľmi vysokých koncentráciách kyselín a zásad. V bežnej analytickej chémii a v úvodnej výučbe sa často používa sústredenie [H+] ako aproximácia aktivity, pretože pre riedke roztoky poskytuje rovnaké hodnoty pH v dostatočnej presnosti.

Rozsah pH a extrémy

Väčšina látok má pH v rozmedzí od 0 do 14 pri bežných podmienkach (25 °C), hoci extrémne kyslé alebo zásadité roztoky môžu mať pH < 0 alebo pH > 14. Hodnota pH závisí od teploty – neutrálna voda má pH 7 iba pri približne 25 °C; pri vyššej teplote je autoprotolýza vody intenzívnejšia a hodnoty neutrálneho pH sa mierne menia.

Vzťah medzi pH a [H+] – príklady

Pre jednoduché prevody platí:

• Ak pH = 3, potom [H+] = 10−3 M = 0,001 mol·L−1.
• Ak pH = 7, potom [H+] = 10−7 M = 0,0000001 mol·L−1.
• Ak [H+] = 1×10−9 M, potom pH = 9.

Teda zmena pH o 1 jednotku znamená desaťnásobnú zmenu koncentrácie H+.

pOH, Kw a súvislosti s hydroxidmi

pH a pOH sú navzájom previazané vzťahom pH + pOH = pKw, kde Kw je ionizačná konštanta vody (pri 25 °C Kw ≈ 1,0×10−14, teda pKw = 14). Preto ak poznáte [OH−], môžete vypočítať pOH = −log10[OH−] a následne pH = 14 − pOH (pri 25 °C). Alkalické látky majú namiesto vysokých koncentrácií H+ vyššiu koncentráciu hydroxidových iónov (OH−), a ich pH je > 7.

Meranie pH

Existujú dva bežné spôsoby merania pH:

• Elektronické pH metre s sklenenou elektrodom — poskytujú presné a kvantitatívne merania; vyžadujú pravidelnú kalibráciu (minimálne v dvoch pufroch, napr. pH 4 a pH 7 alebo pH 7 a pH 10), údržbu a čistotu elektrody.
• Indikátory a indikátorové papiere (lakmus, univerzálny indikátor, fenolftaleín) — jednoduché a rýchle, vhodné pre orientačné merania. Niektoré indikátory menia farbu len v určitom rozsahu pH, preto sú menej presné než pH metre.

Pufre a Henderson–Hasselbalchova rovnica

V mnohých systémoch je dôležitá schopnosť udržať pH pri pridaní kyseliny alebo zásady — to zabezpečujú pufrové roztoky. Pre slabú kyselinu HA a jej konjugovanú zásadu A− platí Henderson–Hasselbalchova rovnica:

pH = pKa + log10([A−]/[HA])

Táto rovnica pomáha pri návrhu pufrového roztoku s požadovaným pH a vysvetľuje, prečo roztoky so správnym pomerom zásadnej a kyslej formy stabilizujú pH.

Význam pH v praxi

• Biológia a medicína: Enzymatické reakcie sú citlivé na pH; krv má úzke pH 7,35–7,45, odchýlky sú klinicky významné.
• Poľnohospodárstvo: pH pôdy ovplyvňuje dostupnosť živín pre rastliny.
• Priemysel a vodné hospodárstvo: Kontrola pH pri spracovaní vody, v chemických výrobách, pri galvanizácii a ďalších procesoch.
• Domáce využitie: pH bazénov, akvárií, čistiacich roztokov a kozmetiky.

Bezpečnosť

Silné kyseliny a zásady (veľmi nízke alebo veľmi vysoké pH) môžu byť žieravé a nebezpečné pri kontakte s pokožkou alebo očami. Pri práci s nimi používajte vhodné ochranné prostriedky (rukavice, okuliare) a dodržujte bezpečnostné postupy.

Zhrnutie

pH poskytuje jednoduchý a praktický spôsob, ako kvantifikovať kyslosť alebo zásaditosť roztoku pomocou logaritmickej stupnice založenej na koncentrácii alebo aktivite vodíkových iónov. Pri bežných riedkych roztokoch sa pH vypočítava ako pH = −log10[H+], zatiaľ čo v presnejších meraniach sa používa aktivita aH+. Meranie a kontrola pH sú kľúčové v laboratóriách, priemysle, zdravotníctve aj v každodennom živote.

Niektoré bežné hodnoty pH

	pH
Kyselina batériová	0
Žalúdočná kyselina	1.0
Citrónová šťava	2.4
Cola	2.5
Okysličená voda	2.5 - 3.0
Ocot	3.0
Pomarančový alebo jablkový džús	3.0
Pivo	4.5
Káva	5.0
Mlieko	6.6
Čistá voda	7.0
Krv	7.35 - 7.45
Obyčajný šampón	8.0
Morská voda	8.0
Trvalá vlna	8.5 - 9.2
Mydlo na ruky	9.0 - 10.0
Farba na vlasy	9.5 - 10.5
Magická rovinka	11.5
Amoniak pre domácnosť	11.5
Bielenie	12.3
Kaustická sóda	12.7
Lúh pre domácnosť	13.5
Čistič odtoku	14

Hodnoty pH niektorých bežných látok

Otázky a odpovede

Otázka: Čo je to pH?

Otázka: Kto zaviedol pojem pH?

Otázka: Čo znamená písmeno "p" v slove "pH"?

Otázka: Ako sa vypočíta pH?

Otázka: Aký rozsah má väčšina látok na stupnici pH?

Hľadajte podľa písmena