pH

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 is in 1909 geïntroduceerd door Søren Sørensen als P_H 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.

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

Algemene beschrijving

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

$\mathrm {pH} =-\log \left[\mathrm {H^{+}} \right]$${\mathrm {pH}}=-\log \left[{\mathrm {H^{+}}}\right]$

Formeel is het beter om de pH te omschrijven als het tegengestelde van de logaritme van de waterstofionen-activiteit:

$\mathrm {pH} =-\log \left(\gamma \left[\mathrm {H^{+}} \right]\right)$${\mathrm {pH}}=-\log \left(\gamma \left[{\mathrm {H^{+}}}\right]\right)$

Daarbij geeft de factor γ de activiteitscoëfficiënt en het product γ[H⁺] de activiteit van de waterstofionen weer en heeft het 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.

Het autoprotolyse-evenwicht en de pH-schaal

In water of in een waterige oplossing is een deel van de watermoleculen aanwezig in de vorm van ionen (autoprotolyse). Twee H₂O-moleculen zijn dan gesplitst in 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 H⁺ altijd gelijk is aan 10⁻¹⁴ mol/l. Als we dus uitgaan van zuiver water, dan is zo veel water in ionen opgesplitst dat zowel de concentratie H⁺ als de concentratie van OH⁻ gelijk is aan 1:10 000 000 = 10⁻⁷. De pH hiervan is volgens de formule dus: $-\log 10^{-7}=-(-7)\log 10=7$$-\log 10^{{-7}}=-(-7)\log 10=7$. 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. Lager dan 7 betekent dat de oplossing zuur is, hoe lager hoe zuurder. Dus dat betekent dat hoe lager de pH hoe hoger de concentratie hydronium-ionen in de oplossing is. Boven 7 wil zeggen dat de oplossing basisch is. Oftewel hoe hoger de pH hoe lager de concentratie hydronium-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 logen. Bij een pH die lager is dan −1 moet de [H₃O⁺] gelijk zijn aan 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 H⁺-ionen en in maagzuur van pH 2 zitten 10.000.000.000 keer zoveel H⁺-ionen als OH⁻-ionen.

pOH

Naast de pH-schaal bestaat ook de pOH-schaal, die precies het tegenovergestelde van de pH-schaal is. Waar de pH-schaal de activiteit van H⁺-ionen aangeeft, geeft de pOH-schaal de activiteit van OH^–-ionen aan.

${\begin{array}{rl}\mathrm {pOH} &=-\log \left[\mathrm {OH^{-}} \right]\\\mathrm {pOH} &=14-\mathrm {pH} \end{array}}$${\begin{array}{rl}{\mathrm {pOH}}&=-\log \left[{\mathrm {OH^{-}}}\right]\\{\mathrm {pOH}}&=14-{\mathrm {pH}}\end{array}}$

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

pH-meting

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

• Er zijn kleurstoffen (pH-indicatoren) die verkleuren als ze een H⁺-ion (van H⁺) opnemen of afstaan. Deze verkleuring vindt dan plaats bij een bepaalde pH. Als men verschillende kleurstoffen inzet kan men zo de pH ruwweg meten, in oplossing of op papier (= pH-papier). Bekend is de verkleuring van lakmoes, maar in de keuken ook die van rodekool (de pan kleurt blauw in het basische afwaswater; aan recepten met rodekool wordt vaak wat zure appel, citroen en/of azijn toegevoegd om te voorkomen dat het al verkleurt bij het koken). Welbekend is het lichter worden van thee na toevoegen van citroen.
• Er zijn elektrochemische reacties waarbij H⁺-ionen betrokken zijn en voor zulke reacties varieert de elektrische spanning als functie van de pH. Men kan de pH meten met een pH-meter door de spanning van de elektrochemische reactie onder gecontroleerde omstandigheden te meten.
• Door middel van titreren met behulp van een sterke base (vaak natronloog). Hierbij wordt de base bij het te onderzoeken zuur gedruppeld totdat de verkregen oplossing vrijwel geen amfolyten meer bevat. Om dit zichtbaar te maken wordt een pH-indicator gebruikt met een omslagpunt nabij de 7. Deze methode is nauwkeuriger dan in de praktijk nodig is, als het alleen gaat om het meten van de pH.

Van pH 14,0 tot pH 0,0

pH-indicatorpapier

• pH 14: natronloog van 1 mol/l
• pH 13: natronloog of kaliloog van 0,1 mol/l
• pH 12: ovenreiniger
• pH 11,5: huishoudammonia (verdunde ammonia)
• pH 10,5: zeepsop
• pH 9,5: bleekwater
• pH 8,5: zeewater, darmsap (iets verhoogde pH door gal)
• pH 7,5: eieren
• pH 7,4: menselijk bloed
• pH 7: zuiver, gedestilleerd water (neutraal)
• pH 6,7: melk
• pH 6,5: speeksel
• pH 6: natuurlijke regen, urine
• pH 5,5: huid
• pH 5: licht zure regen
• pH 4,5: tomaten, druiven, yoghurt (3,7-4,5)
• pH 4: zure regen, tomatensap, bier
• pH 3: consumptieazijn, wijn, zuurkool
• pH 2,8: cola
• pH 2: maagzuur, citroensap
• pH 1: zwavelzuur (accuzuur)
• pH 0: zoutzuur (1 mol/l), zwavelzuur (1 N)

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 komt voor als de H⁺-concentratie hoger is dan 1 mol/l, want bij pH = 0 is de concentratie H⁺ 1 · 10⁰ = 1 mol/l. Bij onder andere geconcentreerd zwavelzuur (18 mol/l) is dit het geval. Hiervan is de pH bijvoorbeeld −log 18 = −1,26. Door de hoge [H⁺]-concentraties zal de activiteit van de protonen 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 werken de pH-formules vrij benaderend.

Buffers

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 zowel een zwak zuur als een bijbehorende zwakke base aan een waterige oplossing toe te voegen. Als er in zo'n gebufferde oplossing H⁺ wordt bijgemaakt, kan dat door de aanwezige zwakke base worden opgenomen onder vorming van een zwak zuur zonder dat de pH daarbij verandert. Andersom kan, als er H⁺ uit de oplossing wordt verbruikt, nieuw H⁺ worden vrijgemaakt uit het zwakke zuur onder vorming van een zwakke base.

Elke combinatie van een zwak zuur met de bijbehorende zwakke base heeft zijn eigen ideale pH waarbij de buffer het best functioneert (het meeste kan opnemen of vrijmaken met de kleinste verschuiving in pH). De zogenaamde buffercapaciteit hangt daarnaast af van de concentratie van de bufferstoffen in de oplossing.

Als bufferstoffen kunnen bijvoorbeeld worden gebruikt azijnzuur en waterstofsulfaat (pH rond 4,77), of H₂PO₄⁻ en HPO₄²⁻.

Rekenvoorbeeld

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

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

Een precieze berekening laat zien:

$\mathrm {pH} =-\log \left[6,\!5\cdot 10^{-4}\right]=3,\!2$${\mathrm {pH}}=-\log \left[6,\!5\cdot 10^{{-4}}\right]=3,\!2$

De pH van grote concentraties

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 van de [H⁺] niet op en wordt gebruikgemaakt van de Hammett-zuurfunctie om de zuurgraad te berekenen. Deze functie is ook toepasbaar op oplossingen van superzuren en superbasen.

Trivia

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

• De aanduiding pH-neutraal op cosmetische producten betekent iets anders dan een pH van 7. Het geeft aan dat het product een pH heeft die overeenkomt met de natuurlijke pH van de huid. De natuurlijk pH van de huid is ongeveer 5,5. De meeste cosmetische producten zijn dan ook licht zuur (de reclameterm is: "pH-huidneutraal").
• Bij een te hoge of lage pH van de bodem waarin ze groeien worden veel voedingsstoffen moeilijk opneembaar voor planten. Gebreksverschijnselen zoals chlorose zijn in de praktijk vaker te wijten aan een ongunstige bodem-pH dan aan een effectief tekort in de bodem.
• Het water in de Iron Mountain Mine nabij Redding in Noord-Californië is het meest zure water dat in de natuur wordt aangetroffen. In watermonsters die geologen daar in 1990 en 1991 hebben genomen, is een (negatieve) pH-waarde van −3,6 gemeten.

Externe links

• (en) Interactief Java-applet dat het principe van pH illustreert

Bronnen, noten en/of referenties

Mediabestanden

Zie de categorie pH van Wikimedia Commons voor mediabestanden over dit onderwerp.