Door Tracy McConnell, bijgewerkt op 30 augustus 2022

deyangeorgiev/iStock/GettyImages

De pH-schaal, variërend van 0 tot 14, kwantificeert de zuurgraad of alkaliteit van een oplossing. Het begrijpen van de pH van een oplossing is essentieel in zowel onderwijsomgevingen als laboratoriumpraktijken, omdat het ons informeert over de aanwezige soorten en voorspelt hoe de oplossing zich zal gedragen bij chemische reacties.

Omdat de pH een directe weerspiegeling is van de concentratie hydroniumionen (H₃O⁺) in water, kan deze worden gebruikt om de concentratie van andere ionen in het systeem te berekenen. De volgende vergelijkingen vormen de basis voor deze berekeningen.

pH en Hydroniumconcentratie

De relatie tussen pH en hydroniumionconcentratie wordt uitgedrukt als:

pH=−log₁₀[H₃O⁺]

Hier geven de haakjes de molariteit aan. Als [H₃O⁺] bekend is, kan de pH worden bepaald; omgekeerd maakt een gemeten pH de berekening van [H₃O⁺] mogelijk.

Voorbeeld1:Bepaal de pH uit [H₃O⁺]

In een monster van 1,0 liter 0,1 M zoutzuur (HCl) is de hydroniumconcentratie 1×10⁻¹M.

pH=−log₁₀(1×10⁻¹)=−(−1)=1,00

Voorbeeld2:Bepaal [H₃O⁺] uit de pH

Als een oplossing een pH van 4,3 heeft, levert het herschikken van de pH-vergelijking het volgende op:

[H₃O⁺]=10^−pH=10^−4,3≈5,01×10⁻⁵M

Voorbeeld3:basisberekeningen met behulp van het ionenproduct van water

Voor basische oplossingen wordt de concentratie hydroxide-ionen [OH⁻] gemakkelijker gemeten. Met behulp van de ionenproductconstante voor water (K_w=1×10⁻¹⁴ bij 25°C) vinden we:

[H₃O⁺]=K_w / [OH⁻]

Met [OH⁻]=4,0×10⁻¹¹M:

1. [H₃O⁺]=(1×10⁻¹⁴) / (4,0×10⁻¹¹)=2,5×10⁻⁴M

2. pH=−log₁₀(2,5×10⁻⁴)≈3,60

Significante cijfers bij pH-berekeningen

pH-waarden worden doorgaans gerapporteerd tot op de dichtstbijzijnde tiende of honderdste, wat de nauwkeurigheid van de meting weerspiegelt. Bij toepassing van de logaritme worden alleen de cijfers na de komma als significant beschouwd, waardoor consistentie met experimentele onzekerheid wordt gegarandeerd.

Zuurdissociatieconstante (K_a)

De zuurdissociatieconstante kwantificeert de mate waarin een zuur in water ioniseert. Zwakke zuren hebben kleine K_a-waarden, wat betekent dat het grootste deel van het zuur niet gedissocieerd blijft, terwijl sterke zuren grote K_a-waarden hebben en bijna volledig ioniseren.

Voorbeeld:Koolzuur (H₂CO₃) is een zwak, diprotisch zuur met

H₂CO₃(aq)⇌HCO₃⁻(aq)+H⁺(aq) K_a₁=4,3×10⁻⁷

en een tweede dissociatiestap:

HCO₃⁻(aq)⇌CO₃²⁻(aq)+H⁺(aq) K_a₂=4,8×10⁻¹¹

Salpeterzuur (HNO₃) is daarentegen een sterk zuur met K_a≈40, wat de vrijwel volledige dissociatie ervan illustreert.