Rekenen met zuur-base

Je hebt zwakke en sterke zuren en basen.

Voor zuren zijn er twee notaties. Een sterk zuur (\(\ce{HBr}\)) ioniseert volledig, en een zwak zuur (\(\ce{HF}\)) niet:

\[\ce{H3O+ + Br-}\] \[\ce{HF_{(aq)}}\]

Alle zuren en basen staan in B49. Elk zuur heeft een geconjungeerde base en elke base een geconjungeerd zuur, die staan op dezelfde regel. Als een zuur boven \(\ce{H3O+}\) staat, is het sterk. Als een base onder \(\ce{OH-}\) staat, is het ook sterk.

pH van een sterk zuur

Een sterk zuur ioniseert volledig. Je kan dus gewoon de \(\ce{H3O+}\) concentratie gebruiken:

\[\ce{HBr_{(aq)} + H2O_{(l)} -> H3O+ + Br-}\] \[\ce{[H3O+] = 0.01M}\] \[\ce{pH = -log[H3O+] = -log(0.01) = 2}\]

pH van een zwak zuur

Een zwak zuur ioniseert niet volledig. Er ontstaat dan een evenwichtsreactie. Je kan de K-waarde van deze reactie in B49 vinden in de kolom \(K_Z\).

\[\ce{HF_{(aq)} + H2O_{(l)} <=> H3O+ + F-}\] \[K_Z = \frac{\ce{[H3O+] [F-]}}{\ce{[HF]}} = 6.3 \cdot 10^{-4}\]

Je kan dan een BOEC-schema invullen met X:

(\ce{HF_{(aq)}}) (\ce{H2O_{(l)}}) (\ce{H3O+}) (\ce{F-})
0.01 mol - 0 mol 0 mol
0.01 - x mol - x mol x mol
0.01 - x M - x M x M

Je krijgt dan altijd deze \(K_Z\), waarbij \(x = \ce{[H3O+]}\):

\[K_Z = \frac{x^2}{\ce{[HF]} - x} = 6.3 \cdot 10^{-4}\]

Je kan nu de kwadratische vergelijking oplossen en de pH zoals gewoonlijk berekenen.

\[\ce{pH = -log(x) = …}\]

pH van een zwakke base

Een base is meestal een zout en ioniseert dus altijd helemaal. Stel je hebt het zout \(\ce{Na2SO4_{(s)} -> 2Na+ + SO4^2-}\). De base is in dit geval \(\ce{SO4^2-}\). In dit geval bereken je de \(\ce{[OH-]}\) en reken je daarnaa pOH om naar pH.

\[\ce{SO4^2- + H2O_ <=> HSO3- + OH-}]

Je kan hier op dezelfde manier met een BOEC-schema \(\ce{[OH-]}\) berekenen. Je gebruikt in dit geval de \(K_B\) waarde uit Binas.

\[K_B = \frac{x^2}{\ce{[SO4^2-]} - x} = 9.5 \cdot 10^{-13}\]