• Ionisatie (of dissociatie) van water, waardoor protonen (H⁺) en hydroxyl-ionen (OH^-) in gelijke hoeveelheden vrij worden gemaakt, volgens de volgende reversibele relatie:
  H₂O     H⁺ + OH^-   [3.1]
  
  
• Dissociatie van zuren, volgens de volgende vergelijking:
  

  H-A      H⁺ + A^-      [3.2]
  waarin H-A het zuur is en A^- de overeenkomstige geconjugeerde base. Door de dissociatie van zuur in water zal de hoeveelheid protonen toenemen, waardoor het aantal hydroxyl ionen (OH^-) daalt door omzetting in water (zie vergelijking[3.1])
  
  

• Dissociatie van basen (alkali), volgens de vergelijking:
  X-OH   X⁺ + OH^-   [3.3]
  waarin X-OH de ongedissocieerde base voorstelt. Omdat de dissociatie van water reversibel is (vergelijking [3.1]), zal in een waterige oplossing de productie van hydroxyl ionen (OH^-) dienen om de protonen op te vangen waardoor de proton concentratie daalt.

 
 Veel verbindingen gedragen zich als zuur of base: degene die volledig geïoniseerd worden in oplossing worden meestal sterke zuren of basen genoemd, terwijl zwakke zuren en basen maar licht worden geïoniseerd in oplossing.
  In een waterige oplossing zijn de meeste water moleculen niet geïoniseerd. In feite is de mate van ionisatie van puur water constant bij elke temperatuur en wordt meestal uitgedrukt in termen van het ion produkt (of ionisatieconstante) van water, K_w:

K_w = [H⁺][OH^-][3.4]

waarin [H⁺] en [OH^-] de mol concentratie (mol · L^-1) weergeven van protonen en hydroxyl ionen in oplossing. Bij een temperatuur van 25 ºC is het ion produkt van zuiver water 10^-14 mol^{2 ·} L^-2. Dit betekent dat de concentratie van protonen in oplossing 10^-7 mol · L^-1 is, met eenzelfde concentratie hydroxyl ionen (zie [3.4]). Aangezien deze waarden erg laag zijn, is het handiger om de pH schaal te gebruiken:

pH = -log₁₀[H⁺][3.5]

waarin [H⁺] de proton activiteit (= de effectieve concentratie) is.

  De waarde waarbij een gelijke hoeveelheid H⁺ en OH^- ionen aanwezig is wordt 'neutraal' genoemd: bij een temperatuur van 25 ºC is de pH van puur neutraal water 7.0. Bij deze temperatuur zijn pH waarden beneden de 7.0 zuur en boven de 7.0 basisch. Echter, de pH van een neutrale oplossing verandert met de temperatuur, door de verhoogde dissociatie van water bij een toenemende temperatuur. Wanneer de pH van een oplossing wordt gemeten en wanneer je je resultaten gaat interpreteren moet hier dus rekening mee gehouden worden.
  Let op!: de pH is een logaritmische schaal, niet lineair: een oplossing met een pH van 3.0 is niet twee keer zo zuur als een oplossing met pH 6.0, maar duizend keer zo zuur (bevat dus 1000 keer zoveel H⁺ ionen).

Hieronder staan een aantal oefenvragen. Geef de antwoorden in 1 decimaal nauwkeurig wanneer niet anders vermeld staat. Let hierbij op de afronding. vb: 10.78 wordt afgerond naar 10.8 (gebruik de Angelsaksische decimaalnotatie met een punt, dus geen 10,8). Omdat machten van 10 moeilijk te typen zijn, gebruiken we hiervoor de volgende notatie: 4.7 10e-9 (= 4.7 · 10^-9).
Let overal goed op de eenheden, bv 1.0 ml = 1.0 · 10^-3 L

VRAAG 1:

VRAAG 2:

VRAAG 3:

VRAAG 4:

Deel 2. Buffers
  Soms is het handiger dat je de pH ook kan controleren i.p.v. alleen maar meten, zoals bv in een groei medium voor cellen. Eigenlijk zou je bij elk experiment moeten overwegen om de pH te controleren, of het nu gaat om gehele organismen, geïsoleerde cellen, sub-cellulaire culturen of biomoleculen. Het gebruik van een buffer oplossing is één van de meest effectieve manieren om de pH te controleren.

Definitie: Buffer oplossing - een oplossing die een verandering in H⁺ concentratie (pH) door een zuur of base kan tegengaan.

  Een buffer oplossing is meestal een mengsel van een zwak zuur en zijn geconjugeerde base. Een stijging in protonen wordt geneutraliseerd door de anionische base terwijl een daling in protonen, bv door toevoeging van hydroxyl ionen, wordt geneutraliseerd door dissociatie van het zuur (zie vergelijking [3.2]); dus het geconjugeerde paar werkt als een 'buffer' op pH veranderingen. De weerstand van veel biologische vloeistoffen tegen pH veranderingen wordt veroorzaakt door de aanwezigheid van cellulaire bestanddelen die als buffer werken, zoals eiwitten die een groot aantal zwakke zure en base groepen aan hun aminozuurketen hebben zitten.

Deel 3. Buffercapaciteit en de effecten op de pH
   De mate van resistentie tegen de pH veranderingen wordt de buffer capaciteit van een oplossing genoemd. De buffer capaciteit wordt experimenteel gemeten bij een bepaalde pH door titratie tegen een sterk zuur of base: De resulterende curve zal sterk sigmoïdaal zijn, met een vlak waar de buffer capaciteit het grootst is (zie figuur 3.1).

Figuur 3.1. Theoretische pH titratie curve van een buffer oplossing. De pH verandering is het laagst & de buffercapaciteit is het hoogst bij de pKz van de bufferoplossing.

Het middenpunt van het vlak geeft de pH-waarde aan waar evenveel zuur als geconjugeerde base aanwezig is, dit punt wordt weergegeven met het symbool pK_z, wat de negatieve logaritme van de zuur constante, K_z, voorstelt waarvoor geldt:

[3.6] vergelijk met [3.2]

Door deze vergelijking [3.6] te om te zetten en de negatieve logaritme te nemen, krijgen we:

Voorbeeld berekening 1. pH berekening van een zuur.
Bereken de pH van een 0.20 M HCN oplossing. De pK_z is 9.31.

Methode. Het is altijd goed om te beginnen met het opschrijven van de chemische vergelijking en de vergelijking van de zuur constante.

Antwoord. Het evenwicht is als volgt:

Aangezien de activiteit van de twee typen ionen gelijk is, is [CN^-] = [H₃O⁺]. Bij dit zwakke zuur kunnen we bovendien de verandering in [HCN] door dissociatie verwaarlozen.We herschikken de vergelijking als volgt:

Door het logaritme te nemen en het teken om te zetten verkrijgen we de volgende vergelijking:

 pH = ¹/₂ pK_z - ¹/₂ log ([HCN])
 = ¹/₂ × 9.31 - ¹/₂ log 0.20 = 5.0

Voorbeeld berekening 2. pH berekening van een buffer oplossing.
Bereken de pH van een buffer oplossing die 0.100 mol·L^-1 KH₂PO₄ en 0.200 mol·L^-1 K₂HPO₄ bevat. De pK_z2 van H₃PO₄ is 7.21.

Methode. De pH van een oplossing van een zwak zuur en zijn zout kan berekent worden aan de hand van de Henderson-Hasselbalch vergelijking. Om dit te doen moeten we eerst het zuur HA en zijn geconjugeerde base A^- identificeren.

Antwoord. In dit voorbeeld is het zuur het anion H₂PO₄^- en zijn geconjugeerde base het anion HPO₄^2-:

 H₂PO₄^- + H₂O H₃O⁺ + HPO₄^2-

Hier is dus de pKz₂ van H₃PO₄ voor nodig. Dan wordt de vergelijking ([3.7]) met A^- = 0.200 mol L^-1 en HA = 0.100 mol·L^-1 als volgt:

VRAAG 5:

VRAAG 6:

H₂CO₃ dissociëert in water volgens
                 Kz₁                           Kz₂
H₂CO₃        H⁺ + HCO₃^-      2H⁺ + CO₃^2-

met pKz₁=3.8 ; pKz₂=10.25. Wat is de pH van een waterige oplossing die in evenwicht een concentratie van 30 mmol·L^-1 H₂CO₃ bevat ?

VRAAG 7:

VRAAG 8:
Je hebt tot je beschikking 0.1 M oplossingen van NaOH, H₂SO₄, azijnzuur (HA;pK_z=4.8), lactaat (HL; pK_z=3.8), fosforzuur (HP; pK_z=7.2), en ammoniumchloride (NH₄Cl; pK_z=10.3), waarbij A^-, L^- en P^- staan voor de betreffende zuurresten.