Als eerste ga je kijken naar de oplossing van een zwak zuur in water. Heel origineel wordt azijnzuur als voorbeeld gebruikt. De vraag die beantwoord moet worden is:
Wat is de pH van een azijnzuuroplossing met een concentratie azijnzuur van 0,100 mol/L?
De reactie die daar bij hoort is:
reactie 1
Bij deze reactie hoort de evenwichtsvoorwaarde:
Verg. 1
Uit de reactievergelijking blijkt dat voor elk acetaat-ion () één waterstof-ion wordt gevormd. Er zijn dus even veel acetaat-ionen als waterstof-ionen. Voor de concentratie acetaat kun je dus ook de concentratie waterstof noteren. Vergelijking 1 gaat daarmee over in:
Verg. 2
Je moet de pH weten. De pH kun je uitrekenen als de concentratie weet. Door in vergelijking 2 te isoleren vindt je:
Verg. 3
De stap die nog overblijft is worteltrekken:
Verg. 4
Of, zonder de tussenstappen:
Verg. 5
Formule voor
Je kunt nu de gegevens invullen. vindt je in BINAS (tabel 49) of hier. De concentratie azijnzuur is in de vraag gegeven.
Verg. 6
pH
Bij vergelijking 6 hoort de opmerking dat het maar een voorbeeld is. De afleiding van de formule geldt voor elk zwak zuur. De formule onthouden zoals die in vergelijking 6 wordt weergegeven is dan niet handig. Gebruikelijker is onderstaande notatie:
Verg. 7
Algemene formule
Voorwaarde
Bij het gebruik van vergelijking 7 ga je ervan uit dat de concentratie zuur inderdaad de waarde heeft die in de opgave genoemd wordt. Heel vaak is dat de concentratie die gemaakt is door een bepaald gewicht zuur in een hoeveelheid water te doen. Voor het maken van de hierboven gebruikte 0,100 mol/L azijnzuur-oplossing kun je 6,05 gram zuiver azijnzuur oplossen in 1,00 liter water. Bij het gebruik van vergelijking 7 ga je er stilzwijgend van uit dat de concentratie azijnzuur nog steeds het gevolg is van het oplossen van 6,05 gram zuur in 1 liter water. Maar ..... een deel van het zuur heeft gereageerd en is waterstof- en acetaat-ion geworden. Zo lang die hoeveelheid klein is, is dat geen probleem. De ervaring heeft geleerd dat als minder dan 5% van het zuur wordt omgezet dat het geen echt effect heeft op de pH van de oplossing.
Deze vergelijking mag alleen gebruikt worden als <chem>[H^{+}] \ \teq \ (5% \ van \ [HZ].
![{\displaystyle {\ce {K_z \ = \ {\frac {[H^{+}][CH3COO^{-}]}{[CH3COOH]}}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/fcf4f50233eb141c147695a31ff0d33f03a50c25)
![{\displaystyle {\ce {K_z \ = \ {\frac {[H^{+}][H^{+}]}{[CH3COOH]}}\ = \ {\frac {[H^{+}]^2}{[CH3COOH]}}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/95b824f38cd2e983f44232ca73ea1e436ce01192)
![{\displaystyle {\ce {[H^{+}]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a2fc1cc19d4f43c4a85cb5bd81944898b1fdbaba)
![{\displaystyle {\ce {K_{z}[CH3COOH]\ =\ [H^{+}]^{2}\ \Longrightarrow \ [H^{+}]^{2}\ =\ K_{z}[CH3COOH]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c3b7f10e35c8975bf558a261801c895f15e24413)
![{\displaystyle {\ce {[H^{+}]^{2}\ =\ K_{z}\times [CH3COOH]\ \Longrightarrow \ {\sqrt {[H^{+}]^{2}}}\ =\ {\sqrt {K_{z}\times [CH3COOH]}}\ \Longrightarrow \ [H^{+}]\ =\ {\sqrt {K_{z}\times [CH3COOH]}}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/bb31e8d3dfae156986f0751f333028658156e981)
![{\displaystyle {\ce {[H^{+}]\ =\ {\sqrt {K_{z}\times [CH3COOH]}}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/dbf0aa3fdfc2823107952d4d005bad95cbb4759d)
![{\displaystyle {\ce {[H^{+}]\ =\ {\sqrt {1,78.10^{-5}\times 0,100}}\ =\ {\sqrt {1,78.10^{-6}}}\ =\ 1,33.10^{-3}mol/L\ \longrightarrow \ pH\ =2,87}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/72a12c2dc5a9dc35fbf235814ba4cc70242ed3c7)
![{\displaystyle {\ce {[H^{+}]\ =\ {\sqrt {K_{z}\times c_{zuur}}}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/86cb5c4bcca062bfef677a7f67bcd18974dd8ee5)
