pH is de maatstaf voor hoe zuur of basisch een oplossing is. Begrijpen hoe je het op basis van de eerste principes kunt berekenen, is van fundamenteel belang voor de scheikunde, biologie, geneeskunde en milieuwetenschappen.
De pH-formule
De pH wordt gedefinieerd als de negatieve logaritme met grondtal 10 van de waterstofionenconcentratie:
pH = −log₁₀[H⁺]
Waarbij [H⁺] de concentratie waterstofionen is in mol per liter (mol/L of M).
Voorbeeld 1: [H⁺] = 0,001 M (10⁻³ M):
- pH = −log(0,001) = −(−3) = 3 (zuur)
Voorbeeld 2: [H⁺] = 1 × 10⁻⁷ M (zuiver water):
- pH = −log(10⁻⁷) = 7 (neutraal)
Voorbeeld 3: [H⁺] = 1 × 10⁻¹¹ M:
- pH = 11 (basisch/alkalisch)
De pH-schaal
| pH | Classificatie | Voorbeeld |
|---|---|---|
| 0–2 | Sterk zuur | Accuzuur, maagzuur (1–2) |
| 3–4 | Zuur | Azijn (2,4), sinaasappelsap (3,5) |
| 5–6 | Licht zuur | Zwarte koffie (5), regenwater (5,6) |
| 7 | Neutrale | Zuiver water |
| 8–9 | Licht basic | Zeewater (8), zuiveringszout (8,3) |
| 10–12 | Basis | Magnesiummelk (10,5) |
| 13–14 | Sterk basaal | Bleekmiddel (12,5), afvoerreiniger (14) |
Berekening van [H⁺] uit pH
De omgekeerde berekening – het vinden van de ionenconcentratie op basis van de pH:
[H⁺] = 10^(−pH)
Voorbeeld: pH = 4,5:
- [H⁺] = 10^(−4,5) = 3,16 × 10⁻⁵ mol/l
De relatie tussen pH en pOH
In waterige oplossingen bij 25°C:
pH + pOH = 14
pOH = −log₁₀[OH⁻]
Als u de concentratie hydroxide-ionen kent in plaats van waterstofionen:
Voorbeeld: [OH⁻] = 1 × 10⁻³ M:
- pOH = −log(10⁻³) = 3
- pH = 14 − 3 = 11 (basisch)
Berekening van de pH van sterke zuren
Sterke zuren (HCl, HNO₃, H₂SO₄) dissociëren volledig in water:
[H⁺] = Concentration of acid (for monoprotic acids)
pH = −log[acid concentration]
Voorbeeld: 0,05 M HCl:
- [H⁺] = 0,05 M
- pH = −log(0,05) = 1,30
Voor H₂SO₄ (diprotisch): [H⁺] = 2 × [H₂SO₄]
Berekening van de pH van zwakke zuren (met behulp van Ka)
Zwakke zuren dissociëren gedeeltelijk. Gebruik de zuurdissociatieconstante Ka:
[H⁺] = √(Ka × C)
pH = −log(√(Ka × C)) = ½ × (pKa − log C)
Waar C = initiële zuurconcentratie, Ka = dissociatieconstante.
Voorbeeld: 0,1 M azijnzuur (Ka = 1,8 × 10⁻⁵):
- [H⁺] = √(1,8 × 10⁻⁵ × 0,1) = √(1,8 × 10⁻⁶) = 1,34 × 10⁻³
- pH = −log(1,34 × 10⁻³) = 2,87
(Vergeleken met sterk zuur: 0,1 M HCl zou een pH = 1,0 hebben – veel zuurder)
Berekening van de pH van sterke basen
Sterke basen (NaOH, KOH) dissociëren volledig:
[OH⁻] = concentration of base
pOH = −log[OH⁻]
pH = 14 − pOH
Voorbeeld: 0,02 M NaOH:
- pOH = −log(0,02) = 1,70
- pH = 14 − 1,70 = 12,30
Bufferoplossingen
Een buffer is bestand tegen pH-verandering. De Henderson-Hasselbalch-vergelijking berekent de buffer-pH:
pH = pKa + log([A⁻]/[HA])
Waar [A⁻] = concentratie van conjugaatbase, [HA] = concentratie van zwak zuur.
Voorbeeld: Azijnzuur/acetaatbuffer, pKa = 4,74, gelijke concentraties:
- pH = 4,74 + log(1) = 4,74 + 0 = 4,74
Buffers werken het beste binnen ±1 pH-eenheid van de pKa.
Praktische toepassingen
Bloed-pH: Gehandhaafd op 7,35–7,45 door bicarbonaatbuffering. Onder 7,35 = acidose; boven 7,45 = alkalose.
Zwembaden: Optimale pH 7,2–7,8. Onder de 7,0 irriteert de ogen en tast de apparatuur aan; boven 7,8 vermindert de chlooreffectiviteit.
Bodem-pH: Beïnvloedt de beschikbaarheid van voedingsstoffen. De meeste planten gedijen bij een temperatuur van 6,0–7,0; bosbessen geven de voorkeur aan 4,5-5,5.
Gebruik onze logaritmecalculator om snel −log-waarden te berekenen voor pH- en pOH-berekeningen.