ČÁST 3. TÉMA 5. Iontový součin vody. Vodíkový index a pH škála.

ČÁST 3.
TÉMA 5. Iontový součin vody. Vodíkový index a pH škála.
Vodíkový index (pH) je veličina, která charakterizuje aktivitu nebo koncentraci vodíkových iontů v roztocích. Vodíkový index je označován jako pH.
Vodíkový index je číselně roven zápornému dekadickému logaritmu aktivity nebo koncentrace vodíkových iontů, vyjádřené v molech na litr:
pH = -lg[ H+ ]
Voda má koncentraci vodíkových iontů určenou elektrolytickou disociací vody podle rovnice:
H2O = H+ + OH-
Konstanta disociace při 22 °C je:

Předpokládáme-li zanedbatelný podíl rozpadlých molekul, lze koncentraci nedisociované části vody považovat za rovnou celkové koncentraci vody, která činí:
C[ H2O ] = 1000 / 18 = 55,55 mol/l.
Poté:
C[ H+ ] · C[ OH- ] = K · C[ H2O ] = 1,8·10^-16 · 55,55 = 10^-14
Pro vodu a její roztoky je součin koncentrací iontů H+ a OH- konstantní při dané teplotě. Tento součin se nazývá iontový součin vody (Kv) a při 25 °C činí 10^-14.
Konstantnost iontového součinu vody umožňuje vypočítat koncentraci iontů H+, pokud je známa koncentrace iontů OH-, a naopak:
Pojmy kyselé, neutrální a zásadité prostředí získávají kvantitativní význam.
Pokud je [ H+ ] = [ OH- ], jsou tyto koncentrace (každá z nich) rovny 10^-7 mol/l, tedy [ H+ ] = [ OH- ] = 10^-7 mol/l a prostředí je neutrální, v těchto roztocích
pH = -lg[ H+ ] = 7 a pOH = -lg[ OH- ] = 7
Pokud je [ H+ ] > 10^-7 mol/l, [ OH- ] < 10^-7 mol/l - prostředí je kyselé; pH < 7.
Pokud je [ H+ ] < 10^-7 mol/l, [ OH- ] > 10^-7 mol/l - prostředí je zásadité; pH > 7.
V jakémkoli vodném roztoku platí pH + pOH = 14, kde pOH = -lg[ OH- ]
Hodnota pH je velmi důležitá pro biochemické procesy, různé výrobní procesy, studium vlastností přírodních vod a jejich využití atd.

Výpočet pH roztoků kyselin a zásad.
Pro výpočet pH roztoků kyselin a zásad je třeba nejprve vypočítat molární koncentraci volných vodíkových iontů ( H+ ) nebo volných hydroxylových iontů ( OH- ), a poté použít
následující vzorce:
pH = -lg[ H+ ]; pOH = -lg[ OH- ]; pH + pOH = 14
Koncentrace jakéhokoli iontu v mol/l v roztoku elektrolytu může být vypočítána podle rovnice

kde Cm iontu – molární koncentrace iontu v mol/l;
Cm – molární koncentrace elektrolytu v mol/l;
α – stupeň disociace elektrolytu;
n – počet iontů daného typu, které vzniknou při rozpadu jedné molekuly elektrolytu.
Pokud je elektrolyt slabý, může být hodnota stupně disociace určena na základě Ostwaldova zředění:

Pak CM iontu = Cm · α · n = v CM Kdiss
Příklad 1. Vypočítejte pH 0,001 H roztoku hydroxidu sodného.
Řešení: Hydroxid sodný je silný elektrolyt, disociace v vodném roztoku probíhá podle schématu: NaOH → Na+ + OH-
Stupeň disociace v zředěném roztoku lze považovat za 1. Koncentrace iontů OH- (mol/l) v roztoku je:

Příklad 2. Vypočítejte pH 1% roztoku kyseliny mravenčí, přičemž hustota roztoku je 1 g/ml; Kdiss = 2,1·10^-4
Řešení: 1 l roztoku obsahuje 10 g HCOOH, což činí 10/46 = 0,22 mol, kde 46 g/mol je molární hmotnost kyseliny mravenčí. Tedy molární koncentrace roztoku je 0,22 mol/l. Kyselina mravenčí je slabý elektrolyt, proto

HCOOH ↔ H+ + HCOO-

Příklad 3. pH roztoku je 4,3. Vypočítejte [ H+ ] a [ OH- ]
Řešení:
[ H+ ] = 10^-pH = 10^-4,3 = 5·10^-5 mol/l

[ OH- ] = 10^-14 / 5·10^-5 = 2·10^-10 mol/l.