Deel 3. Thema 5. Het ionproduct van water. De waterstofionenconcentratie en de pH-schaal.

DEEL 3.
THEMA 5. Ionisch product van water. Waterstofindex en pH-schaal.
De waterstofindex (pH) is een grootheid die de activiteit of concentratie van waterstofionen in oplossingen kenmerkt. De waterstofindex wordt aangeduid met pH.
De waterstofindex is numeriek gelijk aan de negatieve decimale logaritme van de activiteit of concentratie van waterstofionen, uitgedrukt in mol per liter:
pH = -lg[ H+ ]
In water wordt de concentratie van waterstofionen bepaald door de elektolytische dissociatie van water volgens de reactie:
H2O = H+ + OH-
De dissociatieconstante bij 22°C is:

Door de verwaarloosbare hoeveelheid gesplitste moleculen te negeren, kan de concentratie van niet-gedissocieerde watermoleculen als gelijk worden aangenomen aan de totale concentratie van water, die bedraagt: C[H2O] = 1000/18 = 55,55 mol/L.
Dan geldt: C[ H+ ] · C[ OH- ] = K · C[ H2O ] = 1,8·10⁻¹⁶ · 55,55 = 10⁻¹⁴
Voor water en zijn oplossingen is het product van de concentraties van de ionen H+ en OH- constant bij een gegeven temperatuur. Dit wordt het ionisch product van water genoemd, Kw, en is bij 25°C gelijk aan 10⁻¹⁴.
De constantheid van het ionisch product van water maakt het mogelijk om de concentratie van H+ -ionen te berekenen als de concentratie van OH- -ionen bekend is, en vice versa.

De begrippen zure, neutrale en basische omgeving krijgen kwantitatieve betekenis.
Als [ H+ ] = [ OH- ], dan zijn deze concentraties (elk van hen) gelijk aan 10⁻⁷ mol/L, wat betekent dat [ H+ ] = [ OH- ] = 10⁻⁷ mol/L en de omgeving neutraal is, in deze oplossingen
pH = -lg[ H+ ] = 7 en pOH = -lg[ OH- ] = 7
Als [ H+ ] > 10⁻⁷ mol/L, [ OH- ] < 10⁻⁷ mol/L, is de omgeving zuur; pH < 7.
Als [ H+ ] < 10⁻⁷ mol/L, [ OH- ] > 10⁻⁷ mol/L, is de omgeving basisch; pH > 7.
In elke waterige oplossing geldt pH + pOH = 14, waarbij pOH = -lg[ OH- ]
De waarde van pH is van groot belang voor biochemische processen, voor verschillende productieprocessen, bij het bestuderen van de eigenschappen van natuurlijke waters en hun toepassingen, enz.

Berekening van de pH van zuren- en basenoplossingen.

Om de pH van zuur- en basenoplossingen te berekenen, moet eerst de molariteit van vrije waterstofionen ( [ H+ ] ) of vrije hydroxylionen ( [ OH- ] ) worden berekend, en daarna moeten de volgende formules worden toegepast:
pH = -lg[ H+ ]; pOH = -lg[ OH- ]; pH + pOH = 14
De concentratie van een ion in mol/L in een elektolytische oplossing kan worden berekend volgens de formule:

waarbij Cm ion de molariteit van het ion in mol/L is;
Cm de molariteit van de elektoliet in mol/L;
α de dissociatiegraad van de elektoliet;
n het aantal ionen van dit type dat ontstaat bij de ontbinding van één molecuul elektolyt.
Als de elektoliet zwak is, kan de dissociatiegraad worden bepaald op basis van de verdunningswet van Ostwald:

Dan geldt: CMion = Cm · α · n = v · CMKdis

Voorbeeld 1. Bereken de pH van een 0,001 H-oplossing van natriumhydroxide.
Oplossing: natriumhydroxide is een sterke elektoliet, de dissociatie in waterige oplossing gebeurt volgens het schema: NaOH → Na+ + OH-
De dissociatiegraad in een verdunde oplossing wordt gelijk aan 1 aangenomen. De concentratie van OH- ionen (mol/L) in de oplossing is:

Voorbeeld 2. Bereken de pH van een 1%-oplossing van mierenzuur, waarbij de dichtheid van de oplossing 1 g/ml is; Kdis = 2,1·10⁻⁴
Oplossing: 1 L oplossing bevat 10 g HCOOH, wat 10/46 = 0,22 mol is, waarbij 46 g/mol de molaire massa van mierenzuur is. Dus de molariteit van de oplossing is 0,22 mol/L. Mierenzuur is een zwakke elektoliet, dus

Aangezien HCOOH ↔ H+ + HCOO-

Voorbeeld 3. De pH van de oplossing is 4,3. Bereken [ H+ ] en [ OH- ]
Oplossing:
[ H+ ] = 10⁻⁴,³ = 5·10⁻⁵ mol/L
[ OH- ] = 10⁻¹⁴ / 5·10⁻⁵ = 2·10⁻¹⁰ mol/L