Slabé jednosytné kyseliny
U slabých jednosytných kyselin probíhá disociace podle rovnovážné reakce:
,
s rovnovážnou konstantou 
která je definována jako:
![{\displaystyle K={\frac {[\mathrm {A} ^{-}]\cdot [\mathrm {H} _{3}\mathrm {O} ^{+}]}{[\mathrm {HA} ]\cdot [\mathrm {H} _{2}\mathrm {O} ]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/111d46cbf87d8707453c5d878d66101ce1968fd2)
.
Pro výpočet pH je nutné využít jiný postup než u silných kyselin, protože u slabých kyselin nelze považovat disociaci za úplnou.
Naopak předpokládáme, že:
- kyselina disociuje velmi málo, rozdíl mezi
![{\displaystyle [\mathrm {HA} ]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/0592c7c342055f7b79028ffc48a7d3e83b093346)
a 
(tedy ![{\displaystyle [\mathrm {A} ^{-}]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4081d3ad257c85039ca6a3864c7da1d76e5f59f2)
) zanedbáváme, a proto ![{\displaystyle [\mathrm {HA} ]\approx c_{\mathrm {HA} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/6a561556a050ab5d6aaaf56090dc69d465c892cf)
;
- disociace kyseliny je jediným zdrojem oxoniových kationtů v systému, tedy podle poměrů látkových množství chemické rovnice
![{\displaystyle [\mathrm {H} _{3}\mathrm {O} ^{+}]=[\mathrm {A} ^{-}]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/884e76b2536ce7da3ed060d0cf71599568ce60e8)
.
Protože lze koncentraci vody považovat za konstantní, zavádí se tzv. disociační konstanta ![{\displaystyle K_{A}=K\cdot [\mathrm {H} _{2}\mathrm {O} ]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/53d3dd65a06999e98154b2f98d56a8db50d4167b)
, jejíž hodnota je pro každou kyselinu tabelována. Dostáváme tedy:
![{\displaystyle K_{A}={\frac {[\mathrm {A} ^{-}]\cdot [\mathrm {H} _{3}\mathrm {O} ^{+}]}{[\mathrm {HA} ]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a11722c4220ee6b200b1843a1558fdc5522f5222)
.
Podle předpokladů dosadíme ![{\displaystyle [\mathrm {H} _{3}\mathrm {O} ^{+}]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d873ef32540dea8628450ebab80cfe9ac8e65c32)
za a za a vyjádřením koncentrace oxoniových kationtů dostaneme:
![{\displaystyle [\mathrm {H} _{3}\mathrm {O} ^{+}]^{2}=K_{A}\cdot [\mathrm {HA} ]=K_{A}\cdot c_{\mathrm {HA} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7dedbae642cbc2185b858f349c6402574cc93268)
.
Odmocníme (koncentrace je vždy kladné číslo), zlogaritmujeme obě strany rovnice a vynásobíme 
:
![{\displaystyle -\log \ [\mathrm {H} _{3}\mathrm {O} ^{+}]=-\log {\sqrt {K_{A}\cdot c_{\mathrm {HA} }}}=-\log \ (K_{A}\cdot c_{\mathrm {HA} })^{\frac {1}{2}}=-{\frac {1}{2}}\log \ (K_{A}\cdot c_{\mathrm {HA} })=-{\frac {1}{2}}(\log K_{A}+\log c_{\mathrm {HA} })=-{\frac {1}{2}}\log K_{A}-{\frac {1}{2}}\log c_{\mathrm {HA} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/5937414239bf2479daff0fdd47225d8e6635252f)
.
Pro „
“ se (analogicky k pH) vžil symbol 
. Známe-li disociační konstantu nebo její záporný dekadický logaritmus, spočítáme pH podle vzorce:
.
U slabých jednosytných zásad probíhá disociace podle rovnovážné rovnice:
,
s tabelovanou disociační konstantou 
která je definována jako:
![{\displaystyle K_{B}={\frac {[\mathrm {B} ^{+}]\cdot [\mathrm {OH} ^{-}]}{[\mathrm {BOH} ]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/0789e0adf407be09b67f004b896e908231d17eb0)
.
Předpokládáme, že:
- zásada disociuje velmi málo, rozdíl mezi
![{\displaystyle [\mathrm {BOH} ]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b3a03bc8fb88c0d15a7ee55c58a6ff5c818c7dad)
a 
(tedy ![{\displaystyle [\mathrm {B} ^{+}]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e2888afb43680b08b6de8be914d9a87b2692c008)
) zanedbáváme, a proto ![{\displaystyle [\mathrm {BOH} ]\approx c_{\mathrm {BOH} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/83f66ad582fc8725036e917239bc90cffb7536f2)
;
- disociace kyseliny je jediným zdrojem hydroxidových aniontů v systému, tedy podle poměrů látkových množství chemické rovnice
![{\displaystyle [\mathrm {OH} ^{-}]=[\mathrm {B} ^{+}]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c39fe60b34a30c8b36a20fa693f8ec176a4b168c)
;
- vznik hydroxidových aniontů působí úbytek oxoniových kationtů podle rovnice pro iontový součin vody:
![{\displaystyle [\mathrm {H} _{3}\mathrm {O} ^{+}]={\frac {K_{w}}{[\mathrm {OH} ^{-}]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b6d90de41502d92f8d6f48fd5ee9a825644cf47f)
.
Dosazením podle předpokladů do definice disociační konstanty dostáváme:
![{\displaystyle [\mathrm {OH} ^{-}]^{2}=K_{B}\cdot [\mathrm {BOH} ]=K_{B}\cdot c_{\mathrm {BOH} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/dcef25311720b15d0876eed9d136ab0e38becf10)
.
Odmocníme (koncentrace jsou vždy kladná čísla):
![{\displaystyle [\mathrm {OH} ^{-}]={\sqrt {K_{B}\cdot c_{\mathrm {BOH} }}}=(K_{B}\cdot c_{\mathrm {BOH} })^{\frac {1}{2}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a9d7c32792ed298037d8562cf1e1ba6256c5c704)
.
Dosadíme do rovnice pro iontový součin vody:
![{\displaystyle [\mathrm {H} _{3}\mathrm {O} ^{+}]={\frac {K_{w}}{(K_{B}\cdot c_{\mathrm {BOH} })^{\frac {1}{2}}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d5c761a7fb4c2a091e289be8e6e190e3ca975d2c)
.
Zlogaritmujeme a vynásobíme :
![{\displaystyle -\log[\mathrm {H} _{3}\mathrm {O} ^{+}]={\frac {1}{2}}\log K_{B}+{\frac {1}{2}}\log c_{\mathrm {BOH} }-\log K_{w}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/65dcc8d263031f871ded9ed0b3a4d130b3612ee0)
Při 25 °C tedy pH spočítáme podle vzorce
Slabé vícesytné kyseliny a zásady[edit | edit source]
U slabých vícesytných kyselin a zásad je pro přesný výpočet nutné znát disociační konstanty všech disociačních stupňů, sestavit z chemických rovnic soustavu rovnic o několika neznámých a za pomoci základní algebry vyjádřit pH. Toto je pro rutinní výpočty poměrně zdlouhavý proces, proto se pH většinou počítá pouze přibližně, zanedbáním méně preferovaných disociačních stupňů, a použije se pak vzorec pro slabé jednosytné kyseliny. V praxi bývá chyba vzniklá tímto zanedbáním relativně malá, neboť jednotlivé disociační konstanty se od sebe liší zpravidla o několik řádů, takže ovlivnění pH zanedbanými reakcemi bývá málo podstatné.
- BERKA, Antonín, Ladislav FETL a Ivan NĚMEC, et al. Příručka k praktiku z kvantitativní analytické chemie. 1. vydání. Bratislava : SNTL, 1985. 228 s. s. 56–66.
