Hst 2. pH

• Chemie Operator C
• MBO
• Studiejaar 3

Anorganische Chemie 2

Waar hebben we het in de vorige les over gehad?

• Waarom… zouten?
  
• Wat zijn zouten?
  
• Welke zouten zijn goed oplosbaar in water?
  
• Wat gebeurt er als je twee zoutoplossingen mengt?
  
• Wat is kristalwater?

Vragen?

Hst. 2 pH

• Wat is pH?
  
  
• Hoe bereken je de pH van een oplossing van een sterk zuur/base?
  
  
• Hoe kun je een oplossing neutraliseren?
  
  

Leerdoelen

Aan het eind van dit hoofdstuk kan de student:

• Uitleggen wat we bedoelen met pH;
  
  
• De pH van een oplossing van een sterk zuur/base berekenen;
  
  
• Uitleggen wat we verstaan onder neutralisatie van een oplossing;
  
  
• Berekenen hoeveel zuur of hoeveel base nodig is voor een bepaalde pH.

Wat weten we al...?

• Zure en basische oplossingen
  
  
• Zuren en Basen
  
  
• H₃O⁺
  
  
• OH^-

Hebben jullie op je werk/stage te maken met pH?

Wat is de pH?

• Bij veel processen is het belangrijk dat een oplossing of mengsel de juiste zuurgraad (pH) heeft.
  
  
  
• pH is een maat voor de hoeveelheid H3O+ - ionen per liter (mol/L) in een oplossing.
  
  
• De concentratie H3O+ ([H3O+]) bepaalt de zuurtegraad van de oplossing. Des te hoger de [H3O+] in een oplossing, des te lager de pH.

Wat is de pH?

Zuiver water

• Geen ionen, dus in theorie geleid zuiver water geen stroom.
• In de praktijk is zuiver water toch instaat om een klein beetje stroom te geleiden.
  
  

pH, pOH en Kw

• Wat gebeurt er met het water evenwicht als er een zuur of base wordt toegevoegd?

• Wat is pH, pOH en kW?

Rekenen met de Waterconstante

• Wat is de [OH-] in water als de [H3O+] bij 22 oC 1,00 * 10-4 mol/L bedraagt?
  
  
  
  

1. 
2. 
3. 
4. 

Kw = [H3O+] * [OH-]

[OH-] = Kw : [H3O+]

[OH-] = (1,0 * 10-14) : (1,7 * 10-6) = 5,9 * 10-9 mol/L

Zuurgraad (pH) berekenen

Wanneer de concentratie van een zuur of base bekend is, kun je de pH berekenen.

0,030 mol/L HCl = 0,030 mol/L H3O+

pH = -log[H3O+] = -log (0,030) = 1,5

Zuurgraad (pH) berekenen

• Er bestaan ook zuren waarbij 2 of meer H3O+-ionen ontstaan per opgelost molecuul.
• Zwavelzuur (H2SO4)
  
  
  
  
  
  
  
  
• Zwakke zuren/basen splitsen niet volledig. pH berekening is ingewikkelder.

pH berekenen a.h.v. de pOH

• pOH = - log [OH-]                                                                    (we gebruiken liever de pH)
  
  
• Als de pH van een basische oplossing wilt berekenen, dan bereken je eerst de pOH.
  
  
  

[NaOH] = [OH-] --> 0,060 mol/L NaOH = 0,060 mol/L OH-

pOH = -log[OH-] = -log(0,060) = 1,22

pH = 14,00 - 1,22 = 12,78

10 g : 98,08 g/mol = 0,10 mol : 1L = 0,10 mol/L H2SO4

0,10 mol/L * 2 = 0,20 mol/L H3O+

-log[H3O+] = -log(0,20 mol/L) = 0,7

Molverhouding Ca(OH)2 : OH- = 1 : 2

0,220 mol/L Ca(OH)2 = 0,220 * 2 = 0,440 mol/L OH-

pOH = -log[OH] = -log(0,440) = 0,36

pH = pKw - pOH = 14,00 - 0,36 = 14 - 0,36 = 13,64

[H3O+] of [OH-] berekenen 

kw = [H3O+] * [OH-] --> [OH-] = Kw : [H3O+]

[H3O+] = 10-pH --> 10-12,1 = 7,94 * 10-13 mol/L H3O+
[OH-] = Kw : [H3O+] = (1,0 * 10-14) : (7,94 * 10-13) = 0,0126 mol/L OH-

[H3O+] = 10-pH = 10-1,1 = 0,0794 mol/L H3O+

Voorbeeld

• Oplossing van 0,5 L H2SO4 met een molariteit van 2,5 mol/L verdunnen tot 5,0 L

V1 * c1 = V2 * c2

V1 = 0,3 L

c1 = 0,20 mol/L OH-

V2 = 5,0 L

c2 = ?

V1 * c1 = V2 * c2 --> c2 = (V1 * c1) : V2 = (0,3 L * 0,20 mol/L) * 5,0 L = 0,012 mol/L OH-

Hoe kun je een oplossing neutraliseren?

• In een neutrale oplossing zitten evenveel H3O+-ionen als OH--ionen
• In een basische oplossing zitten minder H3O+-ionen als OH--ionen
• In een zure oplossing zitten meer H3O+-ionen als OH--ionen.
  
  
• Om een zure/base oplossing te neutraliseren moet het te kort aan H3O+/OH- aanvullen
  
• De ionreactie tussen H3O+ en OH- noem je de neutralisatie reactie.
• Als je een sterk zuur met een sterke base neutraliseert en omgekeerd, dan is de pH na neutralisatie altijd 7.

Hoe kun je een oplossing neutraliseren?

Voorbeeld

We willen 1,50 l zwavelzuuroplossing met een molariteit van 0,50 mol/l neutraliseren met een NaOH-oplossing. Hoeveel NaOH oplossing met een concentratie van 2,0 mol/L moet je toevoegen?

1. V = 7,7 mL
2. V = 13 mL
3. V = 77 mL
4. V = 130 mL

1. 
2. 
3. 
4. 

Molverhouding H2SO4 : H3O+ = 1 : 2

0,05 mol / 20 L = 0,0025 mol/L H2SO4 x 2 = 0,0050 mol/L H3O+

pH = -log[H3O+] = -log(0,0050) = 2,3

1. 
2. 
3. 
4. 

0,400 g : 74,09 g/mol = 0,0054 mol : 0,25 L = 0,022 mol/L Ca(OH)2 x 2 = 0,043 mol/L OH-

pOH = -log(0,043 mol/L) = 1,36

pH = pKw - pOH = 14,0 - 1,36 = 12,64

1. 
2. 
3. 
4. 

pKw = pH + pOH  pOH =pKw - pH = 14,00 - 13,2 = 0,8

[OH-] = 10-pOH = 10-0,8 = 0,158 mol/L OH-

1. 
2. 
3. 
4. 

[H3O+] = 10-pH = 10-4,0 = 0,001 mol/L H3O+ = 1,0 * 10-4 mol/L H3O+

1. 
2. 
3. 
4. 

V1 *c1 = V2 * c2

V1 = 60 mL : 1000 = 0,06 L

c1 = 6,5 * 10-5 mol/L

V2 = 95 mL : 1000 = 0,095 L

c2 = ?

V1 *c1 = V2 * c2  c2 = (V1 * c1) : V2 = (0,06 L * 6,5 * 10-5 mol/L) : 0,095 L = 4,11 * 10-5 mol/L H3O+

pH = -log[H3O+] = -log(4,11 * 10-5) = 4,39

Zelfstudie

• Zelftoets Hst. 2 (blz 48)
  
  
• Oefentoets komt later deze week op MS-Teams.
  
  
• Vragen?