Sysop: 1 revizi

2014-02-08T22:58:51Z

1 revizi

← Starší verze

Verze z 8. 2. 2014, 22:58

Sysop: Nahrazení textu

2011-04-18T08:33:41Z

Nahrazení textu

Nová stránka

'''Kyselost''' neboli '''pH''' (anglicky ''potential of hydrogen'' tj. „potenciál vodíku“), též '''vodíkový exponent''' je číslo, kterým v [[chemie|chemii]] vyjadřujeme, zda vodný roztok reaguje [[kyselina|kysele]] či naopak [[hydroxid|alkalicky]] (zásaditě). Jedná se o [[logaritmická stupnice|logaritmickou stupnici]] s rozsahem hodnot od 0 do 14; přitom neutrální [[voda]] má pH rovno 7. U kyselin je pH menší než sedm – čím menší číslo, tím „silnější“ kyselina; naopak zásady mají pH > 7, čím větší číslo, tím „silnější“ zásada.
== Definice pH ==
[[Soubor:PH indicator paper.jpg|left|thumb|Vliv pH na zbarvení indikačního papírku]]
Hodnota pH je definována jako záporně vzatý dekadický [[logaritmus]] [[aktivita (chemie)|aktivity]] oxoniových [[kationt]]ů. Ve zředěných vodných roztocích lze hodnotu aktivity aproximovat hodnotou [[koncentrace (chemie)|koncentrace]] a pak platí:
<math>pH = - log(c(H_3 O^+))</math>
Obecně platí rovnice:
<math>pH = - log(a(H_3 O^+))</math>
kde ''a'' značí aktivitu iontu (H3O+).
pH nabývá hodnot od 0 do 14 (platí pro vodné roztoky). Chemicky čistá [[voda]] má při pokojové teplotě pH 7 (při 100 °C zhruba 6), [[kyselina|kyseliny]] od 0 do 7, [[Zásaditost|zásady]] od 7 do 14.
Ve vodném roztoku je vždy kromě molekul H2O také určité množství oxoniových kationtů H3O+ (přesněji [H(H2O)4]+) a hydroxylových aniontů OH-. Součin koncentrací obou těchto iontů je ve vodných roztocích vždy konstantní, je označován jako '''[[iontový součin vody]]''' a nabývá hodnoty 10-14. V čisté vodě je látková koncentrace obou iontů stejná: 10-7. To odpovídá pH = 7. Kyselost vzniká přebytkem H3O+. Zvýšení jejich koncentrace na stonásobek, tedy 10-5, odpovídá pH = 5. Zásaditost je přebytek hydroxylových iontů na úkor oxoniových. Je-li v roztoku např. 1000× více OH- než ve vodě, klesne koncentrace iontů H3O+ na 10-10, což odpovídá pH = 10.
'''Kyselost nevodných roztoků''' (např. roztoky kyselin nebo 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.
{| align="right" style="border: 2px dotted black; margin: 0 0 0.5em 1em;"
! Látka || pH
|-
| [[Kyselina]] v [[elektrická baterie|bateriích]] ||bgcolor=#CC0000| <1,0
|-
| [[Žaludek|Žaludeční]] šťávy ||bgcolor=#FF0000| 2,0
|-
| [[Citron]]ová šťáva ||bgcolor=#FF3300| 2,4
|-
| [[Coca-cola]] ||bgcolor=#FF6600| 2,5
|-
| [[Ocet]] ||bgcolor=#FF9900| 2,9
|-
| Šťáva z [[pomeranč]]e nebo [[jablko|jablka]] ||bgcolor=#FFCC00| 3,5
|-
| [[Pivo]], [[Černá voda]] ||bgcolor=yellow| 4,5
|-
| [[Káva]] ||bgcolor=yellow| 5,0
|-
| [[Čaj]] ||bgcolor=yellow| 5,5
|-
| [[Kyselý déšť]] ||bgcolor=#CCFF00| < 5,6
|-
| [[Sliny]] [[rakovina|onkologických]] pacientů ||bgcolor=#CCFF00| 4,5–5,7
|-
| [[Mléko]] ||bgcolor=#339933| 6,5
|-
| Čistá [[voda]] ||bgcolor=green| 7,0
|-
| [[Sliny]] zdravého [[člověk]]a ||bgcolor=green| 6,5–7,4
|-
| [[Krev]] ||bgcolor=#009966| 7,34–7,45
|-
| [[Moře|Mořská]] voda ||bgcolor=#006699| 8,0
|-
| [[Mýdlo]] ||bgcolor=blue| 9,0–10,0
|-
| [[Čpavek]] pro domácí použití ||bgcolor=blue| 11,5
|-
| Hašené [[Vápno (materiál)|vápno]] ||bgcolor=#0000CC| 12,5
|-
| [[Hydroxid|Louh]] sodný pro domácí použití ||bgcolor=#000099| 13,5
|}
== Acidobazické indikátory ==
Některé organické látky mění uspořádání dvojných vazeb v molekule v 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 kalibrovanou barevnou škálou. Používají se zejména tyto látky:
* '''[[Lakmus]]''' přechází z kyselé červené formy na zásaditou modrou.
* '''[[Fenolftalein]]''' přechází z kyselé bezbarvé formy na zásaditou fialovou v oblasti pH 8,0–9,8.
* '''[[Methyloranž]]''' přechází z kyselé oranžové formy na zásaditou žlutou v oblasti pH 3,1–4,5.
* '''[[Methylčerveň]]''' přechází z kyselé červené formy na zásaditou žlutou v oblasti pH 4,4–6,3.
* '''[[Bromthymolová modř]]''' přechází z kyselé žluté formy na zásaditou modrou v oblasti pH 6,0–7,6.
* '''[[Thymolová modř]]''' přechází z kyselé červené formy na zásaditou žlutou v oblasti pH 1,2–2,8.
* '''[[Methylová žluť]]''' přechází z kyselé červené formy na zásaditou žlutou v oblasti pH 2,9–4,0.
* '''[[Thymolftalein]]''' přechází z kyselé bezbarvé formy na zásaditou modrou v oblasti pH 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 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|120px|left|thumb|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 referentní elektrodou. Jako referentní 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|kalomelová]] nebo [[argentchlorid|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 referentní elektrodou je měřen citlivým [[voltmetr]]em, který musí vykazovat vysoký vstupní [[elektrický odpor|odpor]] (minimální požadavek je 1014 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, tzv. '''[[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 nedosaují 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 elektody pro měření pH masa a jiných potravin atd. V medicíně slouží miniaturní pH-elektrody k monitoringu pH krve pacientů.
== Související články ==
* [[Pufr]]
* [[Kyselina]]
* [[Disociace vody]]

== Externí odkazy ==
* [http://edu.uhk.cz/titrace/ Acidobazické titrace] (studentský server EDU, Univerzita Hradec Králové)

{{Commonscat|PH}}{{Článek z Wikipedie}}
[[Kategorie:Indikátory]]
[[Kategorie:Elektrochemie]]

Kyselost - Historie editací

Sysop: Nahrazení textu „“ textem „\)“

Sysop: Nahrazení textu „ $“ textem „$ \(“

Sysop: 1 revizi

Sysop: Nahrazení textu

← Starší verze		Verze z 14. 8. 2022, 14:52
Řádka 3:		Řádka 3:
	[[Soubor:PH indicator paper.jpg\|left\|thumb\|Vliv pH na zbarvení indikačního papírku]]		[[Soubor:PH indicator paper.jpg\|left\|thumb\|Vliv pH na zbarvení indikačního papírku]]
	Hodnota pH je definována jako záporně vzatý dekadický [[logaritmus]] [[aktivita (chemie)\|aktivity]] oxoniových [[kationt]]ů. Ve zředěných vodných roztocích lze hodnotu aktivity aproximovat hodnotou [[koncentrace (chemie)\|koncentrace]] a pak platí:		Hodnota pH je definována jako záporně vzatý dekadický [[logaritmus]] [[aktivita (chemie)\|aktivity]] oxoniových [[kationt]]ů. Ve zředěných vodných roztocích lze hodnotu aktivity aproximovat hodnotou [[koncentrace (chemie)\|koncentrace]] a pak platí:
-	<big>\(pH = - log(c(H_3 O^+))</~~math~~>	+	<big>\(pH = - log(c(H_3 O^+))\)</big>
	Obecně platí rovnice:		Obecně platí rovnice:
-	<big>\(pH = - log(a(H_3 O^+))</~~math~~>	+	<big>\(pH = - log(a(H_3 O^+))\)</big>
	kde ''a'' značí aktivitu iontu (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>).		kde ''a'' značí aktivitu iontu (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>).
	pH nabývá hodnot od 0 do 14 (platí pro vodné roztoky). Chemicky čistá [[voda]] má při pokojové teplotě pH 7 (při 100 °C zhruba 6), [[kyselina\|kyseliny]] od 0 do 7, [[Zásaditost\|zásady]] od 7 do 14.		pH nabývá hodnot od 0 do 14 (platí pro vodné roztoky). Chemicky čistá [[voda]] má při pokojové teplotě pH 7 (při 100 °C zhruba 6), [[kyselina\|kyseliny]] od 0 do 7, [[Zásaditost\|zásady]] od 7 do 14.

← Starší verze		Verze z 14. 8. 2022, 14:49
Řádka 3:		Řádka 3:
	[[Soubor:PH indicator paper.jpg\|left\|thumb\|Vliv pH na zbarvení indikačního papírku]]		[[Soubor:PH indicator paper.jpg\|left\|thumb\|Vliv pH na zbarvení indikačního papírku]]
	Hodnota pH je definována jako záporně vzatý dekadický [[logaritmus]] [[aktivita (chemie)\|aktivity]] oxoniových [[kationt]]ů. Ve zředěných vodných roztocích lze hodnotu aktivity aproximovat hodnotou [[koncentrace (chemie)\|koncentrace]] a pak platí:		Hodnota pH je definována jako záporně vzatý dekadický [[logaritmus]] [[aktivita (chemie)\|aktivity]] oxoniových [[kationt]]ů. Ve zředěných vodných roztocích lze hodnotu aktivity aproximovat hodnotou [[koncentrace (chemie)\|koncentrace]] a pak platí:
-	<~~math~~>pH = - log(c(H_3 O^+))</math>	+	<big>\(pH = - log(c(H_3 O^+))</math>
	Obecně platí rovnice:		Obecně platí rovnice:
-	<~~math~~>pH = - log(a(H_3 O^+))</math>	+	<big>\(pH = - log(a(H_3 O^+))</math>
	kde ''a'' značí aktivitu iontu (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>).		kde ''a'' značí aktivitu iontu (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>).
	pH nabývá hodnot od 0 do 14 (platí pro vodné roztoky). Chemicky čistá [[voda]] má při pokojové teplotě pH 7 (při 100 °C zhruba 6), [[kyselina\|kyseliny]] od 0 do 7, [[Zásaditost\|zásady]] od 7 do 14.		pH nabývá hodnot od 0 do 14 (platí pro vodné roztoky). Chemicky čistá [[voda]] má při pokojové teplotě pH 7 (při 100 °C zhruba 6), [[kyselina\|kyseliny]] od 0 do 7, [[Zásaditost\|zásady]] od 7 do 14.

Kyselost - Historie editací

Sysop: Nahrazení textu „“ textem „\)“

Sysop: Nahrazení textu „“ textem „\(“

Sysop: 1 revizi

Sysop: Nahrazení textu

Sysop: Nahrazení textu „ $“ textem „$ \(“