De pH en de pOH van een oplossing

De pH of zuurtegraad van een oplossing geeft aan hoe zuur of hoe basisch een oplossing is. Vaak wordt een schaal van 1 tot 14 gebruikt. Een oplossing met een pH onder 7 is zuur, een oplossing met een pH van 7 is neutraal en een oplossing met een pH hoger dan 7 is basisch. De pOH, ook de alkaliniteitsgraad genoemd, staat rechtstreeks in verband met de pH. Ook hier kan een schaal van 1 tot 14 worden gebruikt. Een oplossing met een pOH van minder dan 7 is basisch, een oplossing met een pOH van 7 is neutraal en een oplossing met een pOH van meer dan 7 is zuur.

• De waterconstante: het ionenproduct van water
• pH en pOH
• De pH en de pOH van zuiver water
• De pH en de pOH van andere stoffen
• Het verband tussen de pH en de pOH
• Rekenvoorbeelden
• Een pH onder de 0 of boven de 14
• Omzettingstabel en voorbeelden uit het dagelijks leven

De waterconstante: het ionenproduct van water

Zuiver water is een slechte geleider van elektriciteit. Dit komt omdat zuiver water maar weinig ionen bevat. De weinige ionen die toch aanwezig zijn, ontstaan uit de autoprotolysereactie tussen watermoleculen onderling.

H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^-

Het ene watermolecule geeft een proton af aan het andere watermolecule ter vorming van een hydroxonium- (H₃O⁺) en een hydroxide-ion (OH^-). De autoprotolysereactie is een evenwichtsreactie waarvan het evenwicht sterk naar de watermoleculen ligt, naar links dus.

De evenwichtsconstante van dit evenwicht kan als volgt worden geschreven.

K = (c_H3O+ × c_OH-) / c²_H2O
Met

• c_H3O+= de evenwichtsconcentratie aan hydroxoniumionen
• c_OH-= de evenwichtsconcentratie aan hydroxideionen
• c_H2O= de evenwichtsconcentratie aan watermoleculen

Omdat er bij evenwicht slechts weinig watermoleculen geïoniseerd zijn, is de concentratie aan hydroxonium- en hydroxide-ionen verwaarloosbaar klein ten opzichte van de concentratie aan watermoleculen. De concentratie aan watermoleculen kan dus berekend worden alsof er geen ionen aanwezig zouden zijn.

De dichtheid van zuiver water is 1kg/L en de molaire massa van water is 18g/mol. Met deze kennis kan c_H2O worden berekend.
c_H2O = (1000g / 18g/mol)/1L = 55.56 mol/L.

Deze waarde wordt verrekend in de evenwichtsconstante leidend tot het ionenproduct van water, de waterconstante (K_w).
K_w = c_H3O+ × c_OH-

De autoprotolysereactie van water wordt vaak eenvoudiger voorgesteld.
H₂O ↔ H⁺ + OH^-

De waterconstante kan dus ook eenvoudiger worden geschreven.
K_w = c_H+ × c_OH-

K_w heeft bij kamertemperatuur een waarde van 10^-14 (mol/L)². Daar een watermolecule kan opsplitsen in 1 H⁺ en in 1 OH^-, is in zuiver water de concentratie aan H⁺ dus gelijk aan de concentratie aan OH^-. (c_H+ = c_OH- )
K_w = c_H+ × c_OH- = c_H+² = c_OH-² = 10^-14 (mol/L)²

In zuiver water kan de concentratie aan hydroxonium- en hydroxide-ionen dus berekend worden op basis van K_w.
→ c_H+ = √(10^-14(mol/L)²) = 10^-7mol/L
→ c_OH- = √(10^-14(mol/L)²) = 10^-7mol/L

pH en pOH

pH en pOH zijn verkorte formules. De p wordt algemeen gebruikt om een negatief logaritme aan te geven (-log) en H en OH staan voor de concentraties van respectievelijk H⁺ en OH^-.

De pH staat voor de zuurtegraad daar protonen (H⁺) een oplossing zuur maken.
pH = -log c_H+

Hoe hoger de concentratie aan H⁺, hoe lager de pH. Een lage pH wijst dus op de aanwezigheid van een zure stof.

De pOH staat voor de alkaliniteit of basisiteit omdat hydroxide-ionen (OH^-) een oplossing basisch maken.
pOH = -log c_OH-

Hoe hoger de concentratie aan OH^-, hoe lager de pOH. Een lage pOH wijst dus op de aanwezigheid van een basische stof.

De pH en de pOH van zuiver water

Omdat in zuiver water de concentratie aan H⁺ en aan OH^- 10^-7 mol/L bedraagt, is de pH en de pOH van zuiver water 7.
pH = -log 10^-7 = 7

De pH en de pOH van andere stoffen

• Elke oplossing waarin c_H+ en c_OH- 10^-7 mol/L is, zijn neutrale oplossingen. Zowel de pH als de pOH is voor deze oplossingen 7.
• Een oplossing waarbij c_H+ > c_OH- is een zure oplossing. De pH is voor zulke oplossingen kleiner dan 7 en de pOH groter dan 7.
• Een oplossing waarbij c_H+ < c_OH- is een basische oplossing. De pH is hier groter dan 7 en de pOH is hier kleiner dan 7.

Het verband tussen de pH en de pOH

Met de waterconstante K_w = c_H+ . c_OH- = 10^-14(mol/L)² kan volgende berekening worden gedaan.
-log K_w = -log(c_H+ . c_OH-) = -log10^-14

Met log (a×b) = log a + log b:
-log K_w = -log c_H+ + -log c_OH- = -log10^-14

Dit leidt tot volgende formule.
pK_w = pH + pOH = 14

Voor elke oplossing, neutraal, zuur of basisch, is de som van de pH en de pOH dus telkens 14.

Rekenvoorbeelden

Rekenvoorbeeld 1: Op basis van de c_H+, de c_OH-, de pH en de pOH berekenen.

Stel c_H+ = 10^-2 mol/L
→ pH= -log c_H+ = -log10^-2 = 2

Met c_H+ . c_OH- = 10^-14(mol/L)²:
→ c_OH- = 10^-14(mol/L)²/10^-2mol/L = 10^-12mol/L

Met pH + pOH = 14
→ pOH = 14-2= 12

Rekenvoorbeeld 2: Op basisch van de pH, de c_H+, de c_OH- en de pOH berekenen.

Stel pH = 12
Met pH + pOH = 14
→ pOH = 14-12= 2

Met pH= -log c_H+ en pOH = -log c_OH-
en met log a = x ↔ a = 10^x
→ c_H+ = 10^-pH en c_OH- = 10^-pOH

• c_H+ = 10^-12mol/L
• c_OH- = 10^-2 mol/L

Een pH onder de 0 of boven de 14

Voor producten uit het dagelijks leven volstaat de schaal van 1 tot 14. In laboratoria worden echter ook oplossingen gebruikt met een pH buiten deze schaal.

Voorbeeld van een pH onder 0
Zoutzuur(HCl) is een sterk zuur en in oplossing geeft dus elk HCl-molecule een proton af. Een HCl-oplossing met een concentratie van 3 mol/L heeft dus ook dezelfde concentratie aan protonen.
→ pH = -log 3 = -0.48

Voorbeeld van een pH boven 14
Natriumhydroxide (NaOH) is een sterke base en in oplossing zal dus elk NaOH-molecule een proton opnemen. Een NaOH-oplossing met een concentratie van 3 mol/L heeft dus ook dezelfde concentratie aan hydroxide-ionen.

De protonenconcentratie is dus 10^-14(mol/L)²/3 mol/L = 3.33×10^-15 mol/L.
→ pH = -log 3.33×10^-15 = 14.48

Omzettingstabel en voorbeelden uit het dagelijks leven