Analytische chemie - Hoofdstuk 5. pH berekening van zuren, basen, amfolyten en buffers
38
4. Autoprotolyse van water en definitie pH De autoprotolyseconstante van water wordt gegeven door het symbool Kw. H2O
H+ + OH-
of
2H2O
H3O+ + OH-
Ter vereenvoudiging wordt H3O+ geschreven als H+ en wordt voor verdunde oplossingen de activiteit vervangen door concentratie. Onder deze omstandigheden is de autoprotolyseconstante of evenwichtsconstante Kw Kw = [H+].[OH-] log Kw = log [H+] + log [OH-] De dissociatiegraad van water werd experimenteel gemeten, en bij 25 °C blijken de hydroniumen hydroxide-ion concentraties 1,0 x 10-7 M te bedragen. Zoals voor alle evenwichtsconstanten het geval is varieert Kw met de temperatuur. Kw = (1,0 x 10-7.1,0 x 10-7) = 1,0 x 10-14 bij 25 °C Een benaderende definitie voor het begrip pH is het negatieve logaritme van de H+-concentratie. pH = - log [H+]
(Sörensen, 1909)
Noteer dat het begrip pH dusdanig gedefinieerd werd teneinde een negatieve macht van 10 in een klein positief getal om te zetten. Een protonenconcentratie van 1,0 x 10-1 komt dus overeen met een pH van 1,00, en een waarde van 1,0 x 10-13 levert een pH = 13,00. Dergelijke waarden, van 0 tot 13, kunnen vlot worden uitgezet bij titratiecurven. In zuiver water bij 25 °C met een [H+] = 1,0 x 10-7 M bedraagt de pH: -log (1,0 x 10-7) = 7,00. Indien de OH- concentratie 1,0 x 10-3 M bedraagt, dan is [H+] = 1,0 x 10-11 M en de pH = 11,00. Een praktische relatie tussen de concentraties van H+ en OH- is pH + pOH = - log Kw = pKw = 14,00 bij 25 °C waarin pOH, naar analogie met het begrip pH, gedefinieerd wordt als pOH = -log [OH-] Heeft een pH de waarde 3,58, dan is pOH = 14,00 - 3,58 = 10,42 of [OH-] = 10-10,42 = 3,8 x 1011 M. K is een thermodynamische constante met temperatuurafhankelijkheid. Daaruit volgt dat het ionenproduct ook sterk temperatuurafhankelijk is. De neutralisatiereactie is exotherm. De afhankelijkheid van de temperatuur is weergegeven in onderstaande tabel (Tabel V.I.).
