| Kyseliny a zásady |
| --- |
|  |
| Acidobázická homeostáza • Acidobázická reakcia • Amfotérna zlúčenina • Autoprotolýza vody • Disociačná konštanta • Extrakcia • Frustrovaný Lewisov pár • Funkcia kyslosti • Hammettova funkcia kyslosti • Chirálna Lewisova kyselina • Katalýza Lewisovou kyselinou • Konjugovaný pár • Kyselina • pH • Protónová afinita • Rovnovážna chémia • Sila kyselín • Titrácia • Tlmivý roztok • Zásada |
| **Druhy kyselín** |
| Brønsted–Lowry • Lewis • Akceptor • Minerálne • Organické • Oxidy • Silné • Slabé • Superkyseliny • Pevné |
| **Druhy zásad** |
| Brønsted–Lowry • Lewis • Donor • Organické • Oxidy • Silné • Slabé • Superzásady • Nenukleofilné |
| 

|  |  |
| --- | --- |
|  | Chemický portál Chemický portál |

 |

**Kyslosť** alebo **acidita** alebo **pH** (kde *p* znamená záporný dekadický logaritmus a *H* je zjednodušený zápis *[H]*, čo označuje koncentráciu H+ v roztoku; alternatívne, ale nesprávne vysvetlenie: "z lat. *potentia hydrogenii* alebo *pondus hydrogenii*") alebo **vodíkový exponent** je číslo, ktorým sa vyjadruje v chémii, či vodný roztok reaguje kyslo, alebo zásadito. Koncept merania pH uviedol v roku 1909 Søren Peder Lauritz Sørensen. pH vodných roztokov získava hodnoty od 0 do 14. Chemicky čistá voda pri 25 °C má pH 7, kyseliny od 0 do <7, hydroxidy od >7 do 14 (rozsah pH stupnice je závislý od rozpúšťadla, v rozmedzí 0 až 14 je pH hodnota vo vode pri 25 °C)..

Definícia pH
------------

Hodnota pH je definovaná ako záporný dekadický logaritmus aktivity oxóniových katiónov. V zriedených vodných roztokoch sa dá hodnota aktivity aproximovať hodnotou látkovej koncentrácie a potom platí:

{\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log \_{10}[{\mbox{H}}^{+}]=-\log \_{10}[\mathrm {H\_{3}O^{+}} ]\,}
kde {\displaystyle [{\mbox{H}}^{+}]\,} je relatívna koncentrácia vodíkových katiónov (bezrozmerné)

alebo tiež

{\displaystyle {\mbox{pH}}={\frac {\epsilon }{0.059~\mathrm {V} }}\,}
kde ({\displaystyle \epsilon \,}) je elektromotorická sila (EMF) alebo napätie galvanického článku.

Vo vodnom roztoku je vždy okrem molekúl H2O tiež určité množstvo oxóniových katiónov H3O+ a hydroxylových aniónov OH−. Súčin koncentrácií oboch týchto iónov je vo vodných roztokoch vždy konštantný. Je označovaný ako iónový súčin vody a získava hodnoty 10−14. V čistej vode (pri 25 °C) je látková koncentrácia oboch iónov rovnaká: 10−7. To zodpovedá pH 7. Kyslosť vzniká prebytkom katiónov H3O+. Zvýšením ich koncentrácie na stonásobok, čiže 10−5, zodpovedá pH 5. Zásaditosť je prebytok hydroxylových iónov na úkor oxóniových. Ak je v roztoku napríklad 1000× viac OH− ako vo vode, klesne koncentrácia iónov H3O+ na 10−10, čo zodpovedá pH 10.

Kyslosť nevodných roztokov (napríklad roztoky kyselín alebo hydroxidov v alkoholoch, ketónoch alebo aj v nepolárnych rozpúšťadlách) popisuje hodnota Hammetovej funkcie. Veľkosť Hammetovej funkcie pre určité prostredie sa prakticky zisťuje na základe pomerov kyslej a zásaditej formy určitého acidobázického indikátora v mernom roztoku.

Acidobázické indikátory
-----------------------

Niektoré organické látky menia usporiadanie dvojitých väzieb v molekule v závislosti od pH prostredia, čo sa prejavuje zmenou zafarbenia roztoku - napríklad čaj zmení farbu pridaním kyslej citrónovej šťavy. Takým látkam hovoríme **acidobázické indikátory**. Kyslosť môžeme merať pridaním indikátora do roztoku a porovnaním farby s kalibrovanou farebnou škálou. Používajú sa hlavne tieto látky:

* **lakmus** prechádza z kyslej červenej formy na zásaditú modrú.
* **fenolftaleín** prechádza z kyslej bezfarebnej formy na zásaditú fialovú oblasť pH 8,0 - 9,8.
* **metylová oranž** (metyloranž) prechádza z kyslej oranžovej formy na zásaditú žltú v oblasti pH 3,1 - 4,5.
* **metylová červeň** prechádza z kyslej červenej formy na zásaditú žltú v oblasti pH 4,4 - 6,3.
* **brómtymolová modrá** prechádza z kyslej žltej formy na zásaditú modrú v oblasti pH 6,0 - 7,6.
* **tymolová modrá** prechádza z kyslej červenej formy na zásaditú žltú v oblasti pH 1,2 - 2,8.
* **metylová žltá** prechádza z kyslej červenej formy na zásaditú žltú v oblasti pH 2,9 - 4,0.
* **tymolftalein** prechádza z kyslej bezfarebnej formy na zásaditú modrú v oblasti pH 9,3 - 10,5.
* **kongočerveň** prechádza z kyslej modrej formy, cez neutrálnu červenú na zásaditú oranžovú.

Farebné prechody indikátorov sa v praxi najčastejšie využívajú pri acidobázickej titrácii, ktorá slúži na určenie obsahu kyseliny alebo hydroxidu v analyzovanej vzorke. Definovaný objem meranej vzorky s pridaním vhodného indikátora je pritom neutralizovaný roztokom kyseliny alebo hydroxidu. Dosiahnutie bodu, keď je koncentrácia kyseliny a hydroxidu v rovnováhe (neutrálny roztok), je určené zmenou farby príslušného indikátora. Z množstva a koncentrácie roztoku, potrebného pre získanie neutrálneho roztoku, sa jednoducho vypočíta obsah kyseliny alebo hydroxidu v analyzovanom roztoku.

Pre hrubú orientáciu o kyslosti meraného roztoku sa na meranie pH používa lakmusový papierik, čo je prúžok papierika napusteného lakmusom. Presnejší údaj o kyslosti meraného roztoku poskytuje univerzálny indikátorový papierik, ktorého zafarbenie sa mení s pH meraného roztoku od červenej až po tmavo modrú (farebnú škálu vystihuje vedľajšia tabuľka hodnôt pH bežne sa vyskytujúcich roztokov).

Inštrumentálne metódy merania pH
--------------------------------

Pre presné merania pH hodnôt vodných roztokov sa používa prakticky výlučne potenciometria s využitím sklenenej elektródy ako merného člena. Podstatou uvedenej metódy je presné meranie elektrického potenciálu medzi mernou (sklenenou) a referenčnou elektródou. Ako referenčná elektróda sa dá využiť prakticky každá elektróda II. typu, teda elektródy, ktorých potenciál zostáva konštantný pri zmene prostredia, v ktorom je ponorená. Najčastejšie sa uplatňuje kalomelová alebo argenchloridová porovnávacia elektróda.

Kyslosť merného roztoku určuje elektrický potenciál mernej sklenenej elektródy. Základnú časť sklenenej eletródy tvorí tenká stena miniatúrnej banky zo špeciálneho skla. Vnútorný objem banky je naplnený pufrom, teda roztokom s konštantnou pH.

Elektrický potenciál medzi mernou a referenčnou elektródou sa meria citlivým potenciometrom, ktorý musí vykazovať vysoký vstupný odpor (minimálna požiadavka je 1014 Ω, kvalitné prístroje majú parametre o rád lepšie). Komerčne dodávané prístroje súčasne tvoria merania napätia medzi elektródami priamo na hodnotu pH, ktorú zobrazuje digitálne na displeji.

V súčasnej dobe sa potenciometrické meranie pH považuje za veľmi kvalitnú a komerčne zvládnutú inštrumentálnu techniku. Na trhu je celý rad prístrojov špičkovej kvality, umožňujúcich meranie pH s rozlíšením na 0,01 až 0,001 jednotky pH. Súčasne sú k dispozícii cenovo dostupné prístroje pre meranie v teréne (úpravy a čističky odpadových vôd, sledovanie kyslosti zásobných roztokov v priemysle), ktoré síce nedosahujú špičkovú presnosť merania, ale umožňujú rýchle a ľahké získanie terénnych dát.

Meranie pH sklenenou elektródou sa v súčasnej dobe neobmedzuje len na meranie kyslosti roztokov, ale je možné zakúpiť špeciálne elektródy na sledovanie kyslosti povrchov (napríklad navlhčený papier, zemina a podobe, vpichové elektródy pre meranie pH mäsa a iných potravín atď. V medicíne slúžia miniatúrne pH elektródy na sledovanie pH krvi pacientov.

Chuť
----

Kyslosť patrí medzi päť základných chutí. Receptory na jazyku v podobe iónových kanálov špecificky reagujú na prítomnosť oxóniových katiónov H3O+ a vyvolávajú vnem, ktorý označujeme ako kyslosť.

Iné projekty
------------

CommonsWikicitáty
* Spolupracuj na Commons Commons ponúka multimediálne súbory na tému **Kyslosť**
* Spolupracuj na Wikicitátoch Wikicitáty ponúkajú citáty od alebo o **Kyslosť**


|  |  |
| --- | --- |
| Portal | Fyzikálny portál |

| * z
* d
* u
Základné chute |
| --- |
| 
* horkosť
* kyslosť
* sladkosť
* slanosť
* umami

 |