pH, zuren en basen

pH is logaritmisch en wordt met activiteit gedefinieerd

Thermodynamisch geldt pH = −log₁₀ a(H⁺). In inleidende opgaven met voldoende verdunde oplossingen wordt de activiteit vaak benaderd met de hydroniumconcentratie ten opzichte van de standaardtoestand en schrijft men pH ≈ −log₁₀[H₃O⁺]. Dat is een benadering, niet de volledige definitie.

Een verschil van één pH-eenheid komt overeen met ongeveer een factor tien in waterstofionactiviteit. pH 2 is dus niet slechts “iets zuurder” dan pH 3: de relevante grootheid is ongeveer tienmaal veranderd.

Zuren en basen vormen geconjugeerde paren

In het Brønsted–Lowry-model doneert een zuur een proton en accepteert een base een proton. Wanneer HA H⁺ afgeeft ontstaat A⁻, de geconjugeerde base. Wanneer B H⁺ opneemt ontstaat BH⁺, het geconjugeerde zuur. De rol hangt dus af van de reactiepartner.

Water kan als zuur én als base reageren. Bij auto-ionisatie ontstaan H₃O⁺ en OH⁻. Bij 25 °C geldt in een ideaal-verdund model K_w ≈ 1,0×10⁻¹⁴ en pH + pOH ≈ 14,00. De waarde 14 is niet universeel, omdat K_w van de temperatuur afhangt.

Sterkte en concentratie zijn verschillende begrippen

Een sterk zuur ioniseert in water zeer vergaand binnen het toepassingsgebied van het model. Concentratie zegt hoeveel zuur per volume aanwezig is. Een zeer verdunde oplossing van een sterk zuur kan daarom minder H₃O⁺ bevatten dan een geconcentreerdere oplossing van een zwak zuur.

Voor een zwak zuur HA beschrijft K_a = a(H⁺)a(A⁻)/a(HA) de ligging van het evenwicht. pK_a = −log₁₀K_a; een kleinere pK_a correspondeert met een gunstiger protonafgifte in het gekozen medium.

Buffers en Henderson–Hasselbalch

Een mengsel van een zwak zuur en zijn geconjugeerde base kan pH-veranderingen dempen doordat het kleine toegevoegde hoeveelheden zuur of base kan opvangen. Onder de gebruikelijke benaderingen geldt pH ≈ pK_a + log₁₀([A⁻]/[HA]).

Een buffer houdt de pH niet perfect vast en heeft een eindige capaciteit. Bij hoge concentraties of aanzienlijke ionsterkte moet met activiteiten en een vollediger evenwichtsbehandeling worden gewerkt.

K_a, pK_a en de richting van het evenwicht

Voor HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻ beschrijft K_a de ligging van het evenwicht en geldt pK_a = −log K_a. Een lagere pK_a betekent in hetzelfde oplosmiddel een sterker zuur.

Bij protonoverdracht verschuift het evenwicht doorgaans naar de kant met het zwakkere zuur en de zwakkere base. pK_a-waarden vergelijken is daarom algemener dan alleen etiketten als ‘sterk’ en ‘zwak’ uit het hoofd leren.

Polyprotische zuren

H₂CO₃, H₃PO₄ en andere polyprotische zuren ioniseren stapsgewijs, met voor elke stap een eigen K_a en pK_a. De eerste protonafsplitsing is meestal gunstiger dan de volgende omdat een proton verwijderen uit een steeds negatiever deeltje moeilijker wordt.

pH / pK_a-verkenner

Henderson–Hasselbalch werkt vooral goed wanneer beide geconjugeerde vormen in betekenisvolle hoeveelheden aanwezig zijn. Voor een oplossing die aanvankelijk alleen een zwak zuur bevat, is de K_a-evenwichtsberekening meestal de betere eerste stap.

Titratie, equivalentie en echte metingen

Bij een titratie van een sterk zuur met een sterke base wordt het equivalentiepunt bepaald door de stoichiometrische neutralisatie. ‘pH = 7’ is geen universele regel: bij equivalentie van een zwak zuur met een sterke base blijft de geconjugeerde base achter en is de oplossing doorgaans basisch.

Op het halve equivalentiepunt van een eenvoudige zwakzuurtitratie geldt [A⁻] = [HA] en dus pH = pK_a. Dat is een chemisch betekenisvol punt op de titratiecurve.

Indicatoren en pH-elektroden

Een indicator voor zuur-base-evenwichten vormt zelf een zwak geconjugeerd paar waarvan de twee vormen zichtbaar licht verschillend absorberen. Het bruikbare omslaggebied ligt rond de eigen pK_a. Een pH-elektrode meet een elektrochemische potentiaal die met waterstofionactiviteit samenhangt en moet met bekende buffers worden gekalibreerd.

Uitgewerkte oefeningen