Scheikunde
Analytische scheikunde
De pH

H⁺-ionenconcentratie
De pH
pH van neutrale, zure en basische oplossingen
Verband tussen pH en pOH
Invloed van de verdunning op de ionisatiegraad

H⁺-ionenconcentratie

Bij het in water in oplossing brengen van een zuur of een base wordt de gelijkheid tussen de H⁺- en OH^--ionconcentratie verbroken. Stijgt de ene concentratie dan zal de andere evenredig afnemen zodat de waterconstante K_w haar vaste waarde behoudt.

K_w =

Een sterk zuur of een sterke base zal de ene ionconcentratie sterker doen toenemen dan een zwak zuur of een zwakke base. De mate waarin één van de concentraties is toe- of afgenomen, vertelt ons iets over de sterkte van de zuur- of baseoplossing. In de praktijk zal men om de sterkte van een zuur- of baseoplossing uit te drukken, altijd gebruik maken van de H⁺-ionconcentratie. Stijgt deze concentratie boven 10^-7 dan is de oplossing zuur, hoe groter de H⁺-ionconcentratie, hoe sterker zuur de oplossing is. Komt de concentratie onder de waarde 10^-7, dan is de oplossing basisch. Hoe kleiner de H⁺-ionconcentratie, hoe sterker basisch de oplossing.

Naar boven

De pH

10^-7 is een klein getal, 10^-14 is nog kleiner. Om de sterkte van een zuur of een base uit te drukken zijn deze kleine getallen niet erg handig. Om de voorstelling (en ook berekeningen) te vereenvoudigen heeft Sörensen de waterstofexponent of pH ingevoerd. De pH is gelijk aan het negatieve logaritme van de H⁺-ionconcentratie:

pH = -log₁₀[H⁺]
Aangezien in elke waterige oplossing de K_w steeds gelijk aan 10^-14 moet zijn, heeft [H⁺] zowel een boven- als ondergrens, immers de concentratie van het ene ion kan niet oneindig stijgen om de dalende concentratie van het andere ion te compenseren. Een logisch gevolg hieruit is dat ook de pH een boven- en ondergrens heeft. In de meeste omstandigheden zal de pH van een waterige oplossing gelegen zijn tussen 0 en 14. Bij het oplossen van zeer hoge concentraties van een sterk zuur of een sterke base (die beiden volledig ioniseren) kan de concentratie van de H⁺- of OH^--ionen zo sterk toenemen dat de pH ofwel negatief wordt (bij de sterke zuren) ofwel de waarde van 14 overstijgt (bij de sterke basen).

Naast de waterstofexponent kent men voor waterige zuur- en baseoplossingen ook nog de hydroxide-exponent, deze is gelijk aan het negatieve logaritme van de OH^--ionconcentratie.

pOH = -log₁₀[OH^-]
Ook deze is begrensd en meestal gelegen tussen 0 en 14, behalve bij het oplossen van hoge concentraties sterke zuren of sterke basen.

Naar boven

pH van neutrale, zure en basische oplossingen

Bij een neutrale oplossing is [H⁺] gelijk aan [OH^-]. Beide concentraties hebben een waarde gelijk aan 10^-7. Hieruit volgt dat bij een neutrale oplossing de pH en de pOH ook aan elkaar gelijk zijn:

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7 ⇔ pH = pOH = 7
Bij zure oplossingen is [H⁺] groter dan [OH^-]. De waarde van [H⁺] is groter dan 10^-7, de waarde van [OH^-] is evenredig kleiner dan 10^-7. Hieruit volgt dat de pH kleiner zal zijn dan 7 en de pOH evenveel groter dan 7.

[H⁺] > [OH^-]
[H⁺] > 10^-7 ⇔ pH < 7
[OH^-] < 10^-7 ⇔ pOH > 7

Bij een basische oplossing is de [H⁺] kleiner dan [OH^-]. De waarde van [H⁺] is kleiner dan 10^-7, de waarde van [OH^-] is evenredig groter dan 10^-7. De pH zal dus groter zijn dan 7 terwijl de pOH evenveel kleiner dan 7 zal zijn.

[H⁺] < [OH^-]
[H⁺] < 10^-7 ⇔ pH > 7
[OH^-] > 10^-7 ⇔ pOH < 7

Naar boven

Verband tussen pH en pOH

Als één van beide ionconcentraties stijgt zal de andere evenredig dalen zodat de waterconstante behouden blijft:

K_w = [H⁺][OH^-] = 10^-14
Er is dus een verband tussen beide ionconcentraties. Hieruit volgt dat er ook een verband is tussen de pH en de pOH. Wanneer van alle waarden in de bovenstaande vergelijking het negatieve logaritme genomen wordt, vindt men het verband tussen de pH en de pOH (Log (a × b) = Log a + Log b):

pH + pOH = 14
De som van de pH en de pOH van een oplossing is steeds gelijk aan 14.

Naar boven

Invloed van de verdunning op de ionisatiegraad

We weten dat de waarde van de evenwichtsconstante van een zuur of een base gelijk is aan het produkt van de concentratie van het zuur of de base met het kwadraat van de ionisatiegraad:

K_z = α².C

K_b = α².C
De evenwichtsconstante heeft bij een welbepaalde temperatuur een onveranderlijke waarde. Wanneer de concentratie van een opgelost zuur of base door verdunning afneemt, moet de ionisatiegraad α toenemen. Vergroot deze, dan zullen naar verhouding meer zuur- of basemoleculen ioniseren en de oplossing zal iets meer zuur of iets meer basisch worden. Deze wet noemt men de verdunningswet van Ostwald.

Naar boven

simulatica.be -> Scheikunde -> Analytische scheikunde -> De pH (Cursus)