5 Water, het begrip pH z → b

5
Water, het begrip pH
5.1
Water
Waterstofchloride is een sterk zuur, het reageert als volgt met water:
HCI(g) + H20(I)
z
H+
→
→
Cl– (aq) + H3O+(aq)
b
Hierbij reageert water als base.
Ammoniak is een zwakke base. Het reageert met water volgens:
NH3(g) + H2O(l)
→
NH4+(aq) + OH–(aq)
H+
b
←
z
Hierbij reageert water als zuur. Water kan kennelijk als zuur en als base reageren. Is het ook
mogelijk dat het met zichzelf reageert? Als we een gevoelige meter gebruiken blijkt water de
elektrische stroom een heel klein beetje te geleiden. Dit wijst er op dat in water in zeer kleine
hoeveelheden ionen voorkomen.
waterevenwicht
H20(I) + H20(l)
b
autoprotolyse
H+
⇆ H3O+(aq) + OH–(aq)
z
Deze reactie noemen we een autoprotolyse. Dat betekent dat de stof een protolysereactie met
zichzelf aangaat. Bij deze evenwichtsreactie worden er weinig oxonium- en hydroxide-ionen
gevormd. We zeggen: Het waterevenwicht ligt sterk naar links.
Uit de reactievergelijking volgt, dat in zuiver water de concentraties van oxonium en hydroxideionen gelijk zijn.
In zuiver water geldt: [H3O+] = [OH–] = 1.0 • 10–7 mol/L (bij 25°).
neutrale
oplossing
Zuiver water wordt neutraal genoemd. Er bestaan ook veel oplossingen, die neutraal zijn. Veel
zouten en bijna alle moleculaire verbindingen die in water oplossen geven een neutrale
oplossing. Voorbeelden zijn oplossingen van keukenzout en suiker. In zulke oplossingen geldt
dus: [H3O+] = [OH–].
Bij het oplossen van een zuur in water worden oxonium-ionen gevormd. Daardoor is [H3O+] in
zure oplossing groter dan in water. Bovendien geldt: hoe zuurder een oplossing des te groter
[H3O+].
Bij het oplossen van een base in water worden hydroxide-ionen gevormd. Daardoor is [OH-] in
basische oplossing groter dan in water. Bovendien geldt: hoe basischer een oplossing, des te
groter [OH–].
Opmerking:
De bijdrage van het waterevenwicht aan het zure of basische karakter van een oplossing is
meestal heel klein. Het is de concentratie zuur of base, die bepaalt hoe groot de concentratie
oxonium-ionen en hydroxide-ionen in een oplossing is.
1
Voor oplossingen in water geldt altijd:
[H3O+] • [OH–] = 1.0 • 10–14 mol2 / L2 (bij 25° C)
Uit het voorafgaande blijkt, dat iedere oplossing een [H3O+] heeft.
Bij 25 °C geldt:
zure oplossing:
neutrale oplossing:
basische oplossing:
5.2
[H3O+] > 1 • 10–7 mol / L
[H3O+] = 1 • 10–7 mol / L
[H3O+] < 1 • 10–7 mol / L
Het begrip pH
Als van een oplossing [H3O+] bekend is, dan weet je:
a of een oplossing zuur, neutraal of basisch is;
b hoe zuur of basisch een oplossing is.
zuurgraad
Je kunt dat ook aangeven met het begrip zuurgraad of pH.
De zuurgraad of pH van een oplossing is als volgt gedefinieerd:
pH = – log( [H3O+] )
In woorden: de pH van een oplossing is de negatieve logaritme (met grondtal 10) van de
concentratie van de oxonium-ionen. De 'log' is een bepaalde wiskundige bewerking (zie de cursus
Exponentiële functies en logaritmen in Wisnet), die we hier niet behandelen. Je rekenmachine
weet er raad mee.
Bij 298 K (= 25° C) geldt het volgende:
zure oplossing
neutrale oplossing
basische oplossing
pH < 7.0
pH = 7.0
pH > 7.0
Voorbeelden
1 Voor een zure oplossing geldt: [H3O+] = 0.01 mol / L.
De pH van de oplossing is dan:
pH = – log( [H3O+] )= – log(0.01) = – log (1 • 10–2) = – (– 2.0) = 2.0
2 Voor een basische oplossing geldt: [OH–] = 1 mol / L.
[H3O+] • [OH–] = 1.0 • 10–14 mol2 / L2
Hieruit volgt dan: [H3O+] = 1 • 10–14 mol / L (bij 298 K).
De pH van de oplossing is dan:
pH = – log( [H3O+] )= – log(1 • 10-14) = – (–14.0) = 14.0
2
De pH van een oplossing kan worden gemeten met universeel-indicatorpapier of een pH-meter.
Met behulp van zuur-base indicatoren kunnen we de pH van oplossingen ongeveer vaststellen.
Zuur-base indicatoren zijn stoffen die beneden een bepaalde pH een andere kleur hebben
dan boven die bepaalde pH.
Samengevat geldt het volgende:
[H3O+]
Zure oplossing
Neutrale oplossing
Basische oplossing
pH
[H3O+] • [OH–]
[OH–]
> 1 • 10–7
< 7.0
1 • 10–14
< 1 • 10–7
1 • 10–7
7.0
1 • 10–14
1 • 10–7
< 1 • 10–7
> 7.0
1 • 10–14
> 1 • 10–7
Hoe zuurder een oplossing, des te lager de pH, en hoe basischer een oplossing des te hoger de
pH. De pH en [H3O+] lopen wat dit betreft dus precies tegengesteld! pH-waarden zijn getallen; we
vermelden er geen eenheid achter.
omslagtraject
Het gebied tussen twee pH-waarden noemen we het omslagtraject van de zuur-base
indicator. Zo is methylrood beneden pH = 4.4 rood en boven pH = 6.2 geel. Het omslagtraject van
methylrood ligt tussen de pH-waarden 4.4 en 6.2. In dit gebied neemt methylrood mengkleuren
aan: gaande van pH =4.4 naar pH = 6.2 verandert methylrood geleidelijk van rood via oranje naar
geel:
indicator
amfolyten
pH
< 4.4
4.4 – 6.2
> 6.2
kleur
rood
mengkleur (oranje)
geel
In de Binas vind je in tabel 52a zuur-base indicatoren, hun kleuren en hun omslagtrajecten. Een
universele indicator is een mengsel van indicatoren, dat bij elke pH een andere kleur heeft.
Universeel-indicatorpapier heeft deze eigenschap. Als je zo'n papiertje in een oplossing houdt,
neemt het een bepaalde kleur aan. Door die kleur te vergelijken met een bijbehorende
kleurenschaal kun je de pH van de oplossing tot op een halve pH-eenheid nauwkeurig bepalen.
Uit de autoprotolysereactie van water blijkt, dat water als zuur en als base kan optreden. Er zijn
meer deeltjes, die dat kunnen. We noemen ze amfolyten.
Een amfolyt is een stof die kan reageren als zuur en als base.
Voorbeelden van amfolyten zijn H2PO4– , HCO3–.
3
5.3
pH van sterk zuur en -basische oplossingen
In deze paragraaf gaan we de pH berekenen van sterke zuren en basen en van mengsels
daarvan. We gaan daarbij niet verder in op het begrip log, dat voor logaritme staat.
Zure oplossingen
Voorbeeld 1
Wat is de pH van zoutzuur, c(HCl) = 0.020 mol /L?
HCl is een sterk zure stof, dus [H3O+] = 0.020 mol/L
De pH = – log( [H3O+] )= – log(0.020) = 1.69897.
De uitkomst moeten we afronden op het juiste aantal significante cijfers. De significantie bij logwaarden loopt anders dan bij gewone getallen. Alleen de cijfers achter de decimale punt (de
decimalen) zeggen iets over de nauwkeurigheid. Het cijfer voor de komma heeft alleen te maken
met de grootteorde van het getal. Hoe dit precies zit is voor de scheikunde niet belangrijk. Het
komt erop neer, dat in ons voorbeeld de uitkomst twee cijfers achter de decimale punt moet
hebben;
pH = 1.70, omdat de concentratie gegeven is in twee significante cijfers.
Voorbeeld 2
Hoe groot is de pH van een salpeterzuuroplossing, c(HNO3) = 5.0 • 10–3 mol/L?
Nu is [H3O+] = 5.0 • 10–3 mol/L. De uitkomst is pH = 2.30.
Voorbeeld 3
Hoe groot is de pH van een oplossing die 2.00 gram zwavelzuur per liter oplossing bevat?
Nu moeten we eerst gram (per liter) omrekenen in mol. Een mol H2SO4 is 98.08 gram.
2.00 g H2SO4 is dus 2.00/98.08 mol = 0.02039 mol.
We nemen ter vereenvoudiging aan dat de H2SO4 moleculen hun beide protonen volledig afstaan.
Een liter zwavelzuuroplossing bevat dan 2 • 0.02039 mol H3O+(aq), zodat [H3O+] = 0.04078 mol/L.
De uitkomst wordt: pH = 1.390.
Nu het omgekeerde: Wat is [H3O+] in een oplossing als de pH bekend is?
Voorbeeld 4
Uit een meting met behulp van een pH-meter blijkt dat de pH van een waterstofchlorideoplossing
2.50 bedraagt.
Bereken c(HCI).
pH = 2.50 betekent: – log([H3O+]) = 2.50. Dit betekent dat [H3O+] = 10–2.50.
De uitkomst is 3.16228 • 10–3, afgerond 3.2 • 10–3.
De concentratie moet opgegeven worden in twee significante cijfers, want bij de gegeven pH
staan achter de decimale punt twee cijfers.
4
Basische oplossingen
We gaan nu berekeningen uitvoeren aan basische oplossingen.
Voorbeeld
Hoe groot is de pH van natronloog, c(NaOH) = 0.010 mol/L bij 298 K ?
In deze oplossing is [OH–] = 1.0 • 10–2 mol/L. De pOH = – log(1.0 • 10–2) = 2.00
Bereken de pH van de oplossing (bij 298 K).
pH + pOH = 14.00
pH + 2.00 = 14.00
pH = 12.00.
Nu weer het omgekeerde: Wat is [OH–] als de pH bekend is?
Voorbeeld
Een NaOH-oplossing heeft pH = 11.3 bij 298 K.
Er geldt: pH + pOH = 14.0
11.3 + pOH = 14.0
pOH = 27
–Iog([OH–]) = 2.7
De [OH– ] = 10–2.7 = 1.99526 • 10–3 mol/L.
In het juiste aantal significante cijfers is dit 2.0 • 10–3 mol opgelost NaOH per liter.
Opmerking:
Als een pH-waarde moet worden berekend uit een berekende pOH-waarde, dan moet de
temperatuur gegeven zijn. Dat geldt ook in het omgekeerde geval. De reden daarvan is, dat de
waarde van (pH + pOH) van de temperatuur afhangt. Je mag ervan uitgaan, dat
pH + pOH =14.00, als de temperatuur niet vermeld staat.
Als je oplossingen van sterke zuren mengt, dan treedt er verdunning op. Je kunt dus de in
paragraaf 2.3 besproken verdunningsregel hanteren. Het kan ook iets eenvoudiger zoals het
volgende voorbeeld laat zien.
Voorbeeld
Gegeven:
Gevraagd:
Oplosroute:
Oplossing:
100 mL zoutzuur, c(HCI) = 0.25 mol/L wordt gemengd met 300 mL salpeterzuur,
c(HNO3) = 0.050 mol/L.
De pH van de oplossing.
Bereken het aantal mol H3O+ uit beide zuren. Tel op. Bereken het eindvolume
en de concentratie H3O+. Dan de pH.
Zoutzuur: 0.100 L • 0.25 mol/L = 25 • 10–3 mol H3O+ in 0.100 L.
Salpeterzuur: 0.300 L • 0.050 mol/L = 15 • 10–3 mol H3O+ in 0.300 L.
Het volume wordt 0.400 L.
Het mengsel bevat 40 • 10–3 mol H3O+ in 400 mL oplossing, hieruit volgt:
[H3O+] = 4.0 • 10–2 mol / 0.400 L = 0.10 mol/L. Dus de pH = 1.00.
Voor oplossingen van basen geldt dezelfde procedure. Denk erom : Ba(OH)2 splitst 2 OH–- -ionen
af, net zoals een tweewaardig zuur 2 H+-ionen afsplitst.
5