pH

Sterk · Zwak · Lewiszuur · Anorganisch zuur · Organisch zuur · Superzuur · Oxozuur · Halogeenzuurstofzuur

Sterk · Zwak · Lewisbase · Organische base

De pH is een maat voor de zuurgraad (ook wel zuurtegraad) van een waterige oplossing. De pH van een neutrale waterige oplossing ligt bij kamertemperatuur rond de 7. Zure oplossingen hebben een pH lager dan 7, en dus een hoge zuurgraad. Basische oplossingen hebben een pH hoger dan 7 en dus een lage zuurgraad.

Het concept pH werd in 1909 geïntroduceerd door Søren Sørensen als PH in zijn publicatie Enzymstudien II: Uber die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen, waarbij hij zich baseerde op eerder onderzoek door Svante Arrhenius.[1][2]

De exacte betekenis van de 'p' is niet bekend.[3] Verklaringen lopen uiteen van potentia hydrogenii of pondus hydrogenii[4] tot Potenz (Duits) of puissance (Frans) wat in alle talen "macht" met betrekking tot machtsverheffen betekent,[5] want de pH-schaal is immers logaritmisch. Een andere verklaring luidt dat de aanduiding staat voor de concentratie in de testoplossing (Cp) en de referentieoplossing (Cq) met de tamelijk gebruikelijke combinatie p en q.[3]

De pH is gelijk aan het tegengestelde van de logaritme (met grondtal 10) van de concentratie H3O+ (het hydroxonium-ion). De eenheid van concentratie is hierbij mol/liter. Omdat deze concentraties zeer klein kunnen worden, is het handiger om met een logaritmische schaal te werken. In formulevorm is de pH als volgt gedefinieerd:

Formeel is de pH gedefinieerd als het tegengestelde van de logaritme van de waterstofionen-activiteit:

Daarbij geeft de factor γ de activiteitscoëfficiënt en het product γ[H3O+] de chemische activiteit van de hydroxonium-ionen weer; de activiteitscoëfficiënt heeft een waarde tussen de 0 en de 1 (1.00 voor zuiver water, verdund of verontreingd: kleiner dan 1). In normale omstandigheden is de factor γ bij benadering gelijk aan 1. Echter bij koud zeewater bijvoorbeeld spelen de factoren temperatuur en opgeloste zouten wel degelijk een belangrijke rol (en is γ < 1): neutrale pH is niet gelijk aan 7.

In water of in een waterige oplossing is een klein deel van de watermoleculen aanwezig in de vorm van ionen (autoprotolyse). Twee H2O-moleculen vormen dan een positief H3O+-ion en een negatief OH-ion. Het oplosbaarheidsproduct van de beide ionen in water is 10−14 mol/l (bij 22 °C), dat wil zeggen dat voor elke waterige oplossing geldt dat het product van de concentratie aan OH en de concentratie van H3O+ altijd gelijk is aan 10−14 mol/l. Uitgaande van zuiver water is zoveel water in ionen opgesplitst dat zowel de concentratie H3O+ als de concentratie van OH gelijk is aan 1:10 000 000 = 10−7. De pH hiervan is volgens de formule dus: . Alle oplossingen met een pH van 7 worden neutrale oplossingen genoemd. Zo’n oplossing is niet zuur en ook niet basisch.

De pH-schaal is een logaritmische schaal die voor waterige oplossingen praktisch loopt van 0 tot 14. Een pH kleiner dan 7 betekent dat de oplossing zuur is, hoe lager hoe zuurder. Dus dat betekent dat hoe lager de pH is, hoe hoger de concentratie hydroxonium-ionen in de oplossing is. Een pH groter dan 7 wil zeggen dat de oplossing basisch is. Oftewel hoe hoger de pH hoe lager de concentratie hydroxonium-ionen en dus hoe hoger de concentratie hydroxide-ionen. Waarden beneden 0 en boven 14 zijn mogelijk en zulke oplossingen zijn over het algemeen zeer gevaarlijk: geconcentreerde zuren en geconcentreerde basen. Bij een pH die lager is dan −1 moet de [H3O+] groter zijn dan 10,1 mol/l.

Het logaritmische karakter van de schaal zorgt ervoor dat zelfs binnen de schaal van 0 - 14 zeer extreme waarden kunnen worden weergegeven: in een oplossing van pH 8 zitten al 100 keer zoveel OH-ionen als H3O+-ionen en in maagzuur van pH 2 zitten 10.000.000.000 keer zoveel H3O+-ionen als OH-ionen.

Naast de pH-schaal bestaat ook de pOH-schaal. Waar de pH-schaal gerelateerd is aan de activiteit van H3O+-ionen, is de pOH-schaal gerelateerd aan de activiteit van OH-ionen.

Uit het autoprotolyse-evenwicht van water volgt

De tweede vergelijking geldt alleen bij een temperatuur van 298,15 K (25 °C). Naarmate de temperatuur toeneemt, neemt de som van pH en pOH af.

De pH van een oplossing kan op verschillende manieren worden gemeten:

Als het een geconcentreerd zuur betreft, kan de pH ook negatief uitkomen (bij een basische oplossing kan de pH ook boven de 14 uitkomen). Dit gebeurt als de H3O+-concentratie hoger is dan 1 mol/l, want bij pH = 0 is de concentratie H3O+ gelijk aan 1·100 = 1 mol/l. Bij onder andere geconcentreerd zwavelzuur (18 mol/l) is dit het geval. Hiervan is de pH circa −1,26. Door de hoge H3O+-concentraties zal de activiteit van de hydroxonium-ionen sterk dalen wegens hinder en andere effecten. Dit heeft voornamelijk te maken met de hoge ionensterkte die zo een oplossing heeft. Bij concentraties onder de 0,1 molair kan men deze activiteitsvermindering echter verwaarlozen en zijn de pH-formules nauwkeuriger.

Een oplossing die de H3O+-concentratie constant houdt, zelfs al wordt er door een chemische reactie H+ geproduceerd of verbruikt, heet een buffer. Een buffer kan worden gemaakt door een zwak zuur en zijn bijbehorende zwakke base samen in een waterige oplossing te brengen. Als er in zo'n gebufferde oplossing door een reactie H+ wordt geproduceerd, kan dit door de aanwezige zwakke base worden opgenomen, waarbij de pH dan nauwelijks verandert. Andersom kan, als er H+ uit de oplossing wordt verbruikt, nieuw H+ worden vrijgemaakt door het aanwezige zwakke zuur.

Elke combinatie van een zwak zuur met de bijbehorende zwakke base heeft een eigen ideale pH-waarde waarbij de buffer optimaal functioneert (dwz een substantiële hoeveelheid H+-ionen kan opnemen of vrijmaken zonder noemenswaardige verandering van de pH). De zogenaamde buffercapaciteit geeft aan hoeveel toevoeging of verbruik van H+-ionen de buffer kan opvangen; de buffercapaciteit hangt af van de concentratie van de bufferstoffen in de oplossing.

Als bufferstoffen kunnen bijvoorbeeld worden gebruikt azijnzuur, citroenzuur, natriumdiwaterstoffosfaat (NaH2PO4) en natriummonowaterstoffosfaat (Na2HPO4).

Wat is de pH-waarde van een oplossing met een H3O+-concentratie van 6,5·10−4 mol/l ?

De concentratie is een getal tussen 10−4 en 10−3. Daarmee is een schatting te maken van de pH: die zal tussen de 3 en 4 liggen.

Een precieze berekening laat zien:

Bij grote concentraties aan een opgelost zuur of base (bijvoorbeeld 12 mol/L) is die oplossing nog moeilijk als verdund te beschouwen. Op dat moment kan men het zuur of base zelf als oplosmiddel beschouwen en water als opgeloste stof. Bij dergelijke oplossing gaat de berekening met [H3O+] niet op en wordt gebruik gemaakt van de Hammett-zuurfunctie om de zuurgraad te berekenen. Deze functie is ook toepasbaar op oplossingen van superzuren en superbasen.

Extreem zuur water in de Iron Mountain Mine in de VS.