pH, kyseliny a zásady
Acidobazická chemie spojuje přenos protonů s rovnováhou. pH je logaritmická míra aktivity H₃O⁺; v dostatečně zředěných roztocích se ve školních výpočtech aktivita často nahrazuje koncentrací. pKa naopak popisuje polohu disociační rovnováhy konkrétní kyseliny. Oddělení těchto pojmů výrazně zpřehlední pufry i titrace.
pH je logaritmus, ne lineární stupnice
Termodynamická definice je pH = −log₁₀ a(H₃O⁺). Desetinásobná změna aktivity znamená změnu pH o jednu jednotku. Roztok s pH 3 má přibližně desetkrát vyšší aktivitu H₃O⁺ než roztok s pH 4.
V jednoduchých úlohách se zředěnými roztoky se používá pH ≈ −log₁₀[H₃O⁺]. V koncentrovaných roztocích a při vysoké iontové síle se aktivita může od koncentrace výrazně lišit.
Síla kyseliny je rovnovážná vlastnost
Pro HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻ popisuje Ka polohu rovnováhy. pKa = −log₁₀Ka, takže menší pKa znamená v daném rozpouštědle silnější kyselinu.
Silná kyselina je ve vodě téměř úplně disociovaná; slabá nastavuje rovnováhu s významným množstvím nedisociované formy. „Koncentrovaná“ a „silná“ nejsou synonyma: první popisuje množství, druhé rovnováhu.
Kalkulátor pH z [H₃O⁺]
Voda má vlastní rovnováhu
Autoprotolýza vody dává Kw = a(H₃O⁺)a(OH⁻). Ve školním přiblížení při 25°C se používá Kw ≈ 1,0×10⁻¹⁴ a pH + pOH ≈ 14,00.
Neutralita znamená stejné aktivity H₃O⁺ a OH⁻, nikoli vždy přesně pH 7. Neutrální pH se mění s teplotou, protože Kw je teplotně závislé.
Pufr využívá konjugovaný pár
Směs slabé kyseliny HA a její konjugované zásady A⁻ může zachytit mírné přídavky H⁺ nebo OH⁻. Hendersonova–Hasselbalchova rovnice pH = pKa + log([A⁻]/[HA]) je užitečné přiblížení, jsou-li obě formy přítomny v rozumném množství.
Největší pufrační kapacita leží poblíž pH ≈ pKa a roste s celkovou koncentrací páru. Rovnice nenahrazuje úplnou bilanci, když je jedna složka téměř vyčerpána nebo je roztok extrémně zředěný.
Titrace spojuje stechiometrii a rovnováhu
Před bodem ekvivalence se nejprve provede stechiometrická reakce kyseliny se zásadou. U slabé kyseliny po částečné neutralizaci vzniká pufr; v polovině ekvivalence platí [A⁻] = [HA], proto pH ≈ pKa.
V bodě ekvivalence slabé kyseliny se silnou zásadou obsahuje roztok hlavně konjugovanou zásadu, takže pH bývá nad 7. Za bodem ekvivalence pH určuje přebytek silného titračního činidla.
Model má hranice
Skleněná elektroda měří potenciál související s aktivitou iontů, nikoli přímo počet H⁺ částic. Pro přesné měření jsou důležité kalibrace, teplota a složení matrice.
pH může být v vhodných koncentrovaných systémech menší než 0 nebo větší než 14; školní stupnice 0–14 je užitečný obraz pro zředěné vodné roztoky, ne základní omezení definice.
Řešené příklady
1. [H₃O⁺] = 1,0×10⁻³ mol/L
Řešení
V koncentračním přiblížení pH = −log₁₀(10⁻³) = 3,00.
2. Pufr se stejným množstvím HA a A⁻
Řešení
V Hendersonově–Hasselbalchově rovnici je log(1)=0, takže pH ≈ pKa.
3. Silná nebo koncentrovaná?
Řešení
0,010 mol/L HCl je zředěný roztok, ale HCl je silná kyselina. Síla popisuje disociaci, ne množství.