2-cviceni-ABCH-10

Biochemický ústav LF MU 2. cvičení

8
MĚŘENÍ A VÝPOČET PH ROZTOKŮ
pH roztoků kyselin, zásad a solí
Aktivita vodíkových iontů a
H
+

v roztoku se vyjadřuje pomocí vodíkového exponentu pH:
pH = −log a
H
+
. Ve zředěných roztocích lze aktivitu vodíkových iontů nahradit látkovou koncentrací
vodíkových iontů c
H
+

(v jednotkách mol l
−1
), pak pH ≈ −log c
H
+
. Odlogaritmováním hodnoty pH do-
staneme koncentraci vodíkových iontů v roztoku c
H
+

= 10
−pH
. Ve vodných roztocích existuje mezi
ionty H
+
a OH
−
nepřímá závislost, součin jejich koncentrací je při dané teplotě konstantní (iontový
součin vody). Pro teplotu přibližně 20–25 ºC platí: c
H
+
c
OH
−

= 10
−14
mol
2
l
−2
. Po zlogaritmování vztahu
vychází: pH + pOH = 14. Vodné roztoky, v kterých koncentrace H
+
je rovna koncentraci OH
−
, tj. 10
−7
mol l
−1
, označujeme jako neutrální (pH = pOH = 7). Roztoky o hodnotě pH < 7, tj. koncentrace H
+

převládá nad koncentrací OH
−
, označujeme jako kyselé; pokud je pH > 7 jako zásadité (alkalické).
Při výpočtech pH a c
H
+
z koncentrace kyselin a zásad je nutno rozlišovat mezi silnými (úplně disocio-
vanými) a slabými kyselinami a zásadami (rovnovážný stav charakterizovaný jejich disociační kon-
stantou K
A
, resp. K
B
) – viz Biochemie pro bakaláře.
Hydrolýza
Ve vodných roztocích rozpustných solí se kromě molekul vody vyskytují též hydratované ionty,
vzniklé disociací dané soli. Pokud tyto ionty pocházejí od slabé kyseliny, resp. zásady chovají se vůči
molekulám vody jako báze (odebírají molekulám vody H
+
), resp. kyseliny (předávají molekulám vody
H
+
). Reakce iontů s molekulami vody se označuje jako hydrolýza. Vznikají-li během hydrolýzy ionty
H
+
, tak roztok soli reaguje kysele, pokud se molekuly vody rozkládají za vzniku iontů OH
-
, tak zásadi-
tě. V případě, že po disociaci soli ve vodě podléhají hydrolýze oba ionty, tak výsledná hodnota pH
roztoku soli závisí na iontu, který je relativně silnější (tj. pochází od slabší kyseliny/báze). V případě
aniontů tzv. „kyselých solí“ (vzniklých disociací hydrogensolí), reaguje část těchto aniontů s vodou
jako báze, část jako kyselina a výsledné pH roztoku je při dané teplotě konstantní – viz Biochemie pro
bakaláře, kap. 6.
Odhad pH pomocí acidobazických indikátorů
Některé organické sloučeniny mění své zbarvení v závislosti na pH prostředí. Jedná se o slabé kyseli-
ny nebo zásady, u nichž se zbarvení nedisociovaných molekul liší od zbarvení iontů. Označujeme je
jako acidobazické indikátory. Používají se pro hrubý odhad hodnot pH. Oblast barevného přechodu je
u jednotlivých indikátorů různá, střed barevného přechodu vždy odpovídá pH rovnému pK
A
indikáto-
ru. Používají se v roztoku nebo jako papírky napuštěné roztokem jediného indikátoru nebo směsí ně-
kolika indikátorů.
Roztok indikátoru (zpravidla ve zředěném alkoholu v koncentraci 1–10 g/l) se přidává obvykle do
malého vzorku zkoumaného roztoku v množství 1–2 kapek. Po protřepání se posuzuje zbarvení rozto-
ku porovnáním s tabulkou barevných přechodů nebo u směsných indikátorů porovnáním s barevnou
stupnicí dodávanou výrobcem.
Biochemický ústav LF MU 2. cvičení
9
Indikátorové papírky jsou proužky filtračního papíru napuštěné vhodným indikátorem nebo směsí
indikátorů. Kromě běžných papírků lakmusových se vyrábějí papírky s univerzální směsí indikátorů
pro rozsah pH 0–12 nebo pro různé užší rozsahy pH, kde lze určit pH s přesností na desetiny jednotky
pH. Hodnotu pH určíme porovnáním zbarvení indikátorového papírku po jeho namočení do roztoku s
barevnou stupnicí.
Příklady acidobazických indikátorů
Acidobazický indikátor Barevný přechod pH barevného přechodu
Thymolová modř
červená – žlutá
žlutá – modrá
1,2–2,8
8,0–9,6
Methyloranž červená – žlutá 3,0–4,4
Bromthymolová modř žlutá – modrá 6,0–7,5
Lakmus červená – modrá 5,0–8,0
Fenolftalein bezbarvý – červenofialový 8,2–10,0

Potenciometrické měření pH
Potenciometrické měření pH je založeno na měření rovnovážného elektromotorického napětí galva-
nického článku tvořeného dvěma elektrodami ponořenými do měřeného roztoku. Jedna elektroda je
srovnávací (referentní) se známým konstantním elektrodovým potenciálem, nejčastěji kalomelová
nebo argentchloridová elektroda. Kalo-
melová je tvořena rtutí a pastou ze rtuti a
kalomelu (Hg
2
Cl
2
) ponořenou většinou
do nasyceného roztoku KCl (E = +241
mV při 25 ºC). Argentchloridová elek-
troda je tvořena stříbrným drátkem po-
krytým AgCl, elektrolytem je buď nasy-
cený KCl (E = +197 mV při 25 ºC) nebo
roztok KCl o přesně definované koncent-
raci.
Druhá elektroda je indikační (měrná),
jejíž potenciál je funkcí aktivity