pH berekenen

Reken om tussen pH, pOH en de concentraties waterstofionen en hydroxide, of bepaal de pH van een sterk of zwak zuur of base uit de concentratie en de Ka.


Concentraties zijn in mol/L. Wetenschappelijke notatie werkt, dus 1.75e-5 en 0.0000175 zijn hetzelfde. Ka en Kb gelden alleen voor de twee zwakke opties; zet het laatste vakje op pK om in plaats daarvan 4,76 in te vullen.
pH
2.88
Zuur
pOH
11.12
[H+] mol/L
1.31 × 10−3
[OH−] mol/L
7.61 × 10−12
02468101214

Zwak zuur. Volledig opgelost uit x² + Kax − KaC = 0, zonder aan te nemen dat x klein is, zodat het antwoord ook klopt wanneer het zuur sterk geïoniseerd is.

Het zuur of de base is bij deze concentratie voor 1.31% geïoniseerd.

Wat pH meet

pH is de negatieve tienlogaritme van de waterstofionenconcentratie, dus pH = −log10[H+]. Omdat het een logaritme is, staat elke hele stap voor een factor tien: pH 3 is tien keer zo zuur als pH 4 en honderd keer zo zuur als pH 5. In zuiver water bij 25 °C zijn [H+] en [OH−] allebei 1,0 × 10−7 mol/L, en daar komt de bekende neutrale waarde 7 vandaan. Die 7 is geen universele constante; het is de autoprotolyseconstante van water Kw bij kamertemperatuur, en hij verschuift als de temperatuur verandert.

pH, pOH en de twee concentraties

Deze vier grootheden zijn één getal met vier gezichten. Geef er één en de andere drie volgen uit pH + pOH = 14 en [H+][OH−] = Kw = 1,0 × 10−14. De eerste vier opties in het menu doen precies dat. Een pH van 3,4 geeft een pOH van 10,6, een waterstofionenconcentratie van 4,0 × 10−4 mol/L en een hydroxideconcentratie van 2,5 × 10−11 mol/L, en de berekening loopt hetzelfde vanaf welk uiteinde je ook begint.

Sterke zuren en basen

Een sterk zuur dissocieert volledig, dus een oplossing van 0,01 mol/L zoutzuur geeft 0,01 mol/L waterstofionen en een pH van 2. De kortere weg pH = −log10C houdt stand tot ongeveer 10−6 mol/L en faalt daarna geruisloos: hij beweert dat HCl van 10−8 mol/L een pH van 8 heeft, waarmee een zuur basisch zou zijn. Dit hulpmiddel lost de volledige balans op, inclusief de waterstofionen die het water zelf levert, en komt uit op pH 6,98, heel licht zuur, zoals het hoort.

Zwakke zuren en basen

Een zwak zuur ioniseert maar gedeeltelijk, en hoe ver het gaat hangt af van zijn zuurconstante Ka. Het evenwicht geeft x² + Kax − KaC = 0, waarin x de waterstofionenconcentratie is. Leerboeken laten de middelste term meestal weg en gebruiken x = √(KaC), wat dicht genoeg in de buurt komt zolang de ionisatie onder ongeveer 5 procent blijft, en merkbaar misgaat zodra dat niet meer zo is. Dit hulpmiddel lost de vierkantsvergelijking volledig op en meldt ook het geïoniseerde percentage, zodat je zelf kunt zien of de benadering had gehouden. Vul Ka in als getal, bijvoorbeeld 1,75 × 10−5, of zet het laatste vakje op pK en typ 4,76.

Goed om te weten

  • pH is een logaritme, dus één eenheid verschil is een factor tien in zuurgraad, geen kleine stap.
  • Het neutrale punt is alleen bij 25 graden Celsius 7; in water van 100 graden zakt het naar ongeveer 6,14.
  • pH-waarden onder 0 en boven 14 zijn volkomen echt, ze vragen alleen om zeer geconcentreerde oplossingen.
  • Sterk betekent volledig gedissocieerd, niet gevaarlijk. Waterstoffluoride is zwak en toch zeer bijtend.
  • Er wordt niets bewaard. De berekening draait op onze server en het resultaat verdwijnt zodra het verstuurd is.

Veelgestelde vragen

Neem de negatieve tienlogaritme van de waterstofionenconcentratie in mol/L, dus pH = −log10[H+]. Heb je een concentratie in plaats van een ionenaantal, kies dan een van de oplossingsopties; het hulpmiddel bepaalt dan eerst [H+] en houdt daarbij rekening met de dissociatie.

Boven ongeveer 10−6 mol/L simpelweg pH = −log10C, omdat een sterk zuur volledig dissocieert. Daaronder levert water genoeg eigen waterstofionen om mee te tellen, dus gebruikt dit hulpmiddel de exacte vorm [H+] = (C + √(C² + 4Kw)) / 2.

Tien tot de macht min de pH: [H+] = 10−pH. Een pH van 4,5 is 3,2 × 10−5 mol/L. Kies pH in het menu en alle vier de grootheden komen samen terug.

pOH is hetzelfde idee toegepast op hydroxide: pOH = −log10[OH−]. Bij 25 graden Celsius tellen de twee altijd op tot 14, omdat het product van beide concentraties vastligt op Kw = 1,0 × 10−14. Een pH van 9,2 is dus een pOH van 4,8.

Een sterk zuur staat vrijwel al zijn protonen af, dus de waterstofionenconcentratie is gelijk aan de concentratie. Een zwak zuur bereikt in plaats daarvan een evenwicht, en slechts een deel ioniseert. Dat deel wordt bepaald door Ka, en daarom heeft een zwak zuur één getal extra nodig voordat de pH uit te rekenen is.

Ja. Het bereik van 0 tot 14 is een afspraak voor verdunde oplossingen, geen grens. Geconcentreerd zoutzuur van 12 mol/L heeft een pH rond −1,1, en geconcentreerd natriumhydroxide komt boven 15. Dit hulpmiddel accepteert waarden buiten het gebruikelijke bereik en zet ze op de schaalbalk gewoon aan het uiteinde.

Omdat x = √(KaC) een term weglaat. De formule neemt aan dat het geïoniseerde deel klein is naast de beginconcentratie, en dat klopt zolang de ionisatie onder ongeveer 5 procent blijft. Dit hulpmiddel lost de vergelijking volledig op, dus bij een verdunde oplossing van een tamelijk sterk zwak zuur komt het iets lager uit. Het geïoniseerde percentage staat erbij zodat je kunt beoordelen of de benadering veilig was.

Alleen bij 25 graden Celsius. Neutraal betekent dat [H+] gelijk is aan [OH−], en dat punt ligt op de helft van pKw. Omdat Kw stijgt met de temperatuur, heeft neutraal water van 100 graden een pH van ongeveer 6,14 en is het nog steeds neutraal. Dit hulpmiddel rekent overal met de waarde bij 25 graden, wat de standaardaanname is in opgaven.

Hoe bereken je de pH?

pH is −log10[H+], en pH + pOH = 14. Deze rekenmachine rekent om tussen pH, pOH, [H+] en [OH−], en bepaalt de pH van een sterk of zwak zuur of base uit de concentratie, waarbij de vergelijking voor het zwakke zuur volledig wordt opgelost en het geïoniseerde percentage wordt vermeld.