Brontekst bekijken van PH

{{Zie artikel|Zie [[Ph]] (doorverwijspagina) voor meer betekenissen van de term ph.}}
{{Zijbalk zuren en basen}}
De '''pH''' is een maat voor de '''zuurgraad''' (ook wel '''zuurtegraad''') van een [[Waterige oplossing|waterige]] [[oplossing (scheikunde)|oplossing]]. De pH van een neutrale waterige oplossing ligt bij kamertemperatuur rond de 7. [[Zuur (scheikunde)|Zure]] oplossingen hebben een pH lager dan 7, en dus een hoge zuurgraad. [[base (scheikunde)|Basische]] oplossingen hebben een pH hoger dan 7 en dus een lage zuurgraad.

Het concept pH werd in [[1909]] geïntroduceerd door [[Søren Sørensen]] als ''P<sub>H</sub>'' in zijn publicatie ''Enzymstudien II: Uber die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen'', waarbij hij zich baseerde op eerder onderzoek door [[Svante Arrhenius]].<ref>[https://books.google.nl/books?id=wBaHCFeGvLsC&lpg=PA73&ots=p9YYqcgKuU&dq=S.P.L.%20S%C3%B6rensen%3A%20Biochemische%20Zeitschrift&hl=nl&pg=PA72#v=onepage&q=S.P.L.%20S%C3%B6rensen:%20Biochemische%20Zeitschrift&f=false ''Chemistry Connections: The Chemical Basis of Everyday Phenomena'']</ref><ref>[http://www.carlsberggroup.com/COMPANY/HERITAGE/RESEARCH/Pages/pHValue.aspx Carlsberg group: Sørensen Invents the pH Scale]</ref>

De exacte betekenis van de 'p' is niet bekend.<ref name="htoc">[https://web.archive.org/web/20151019002645/http://www.humantouchofchemistry.com/soren-sorensen-introduces-the-ph-scale.htm ''Soren Sorensen introduces the pH scale]</ref> Verklaringen lopen uiteen van ''potentia hydrogenii'' of ''pondus hydrogenii''<ref>[http://www.iupac.org/publications/ci/2010/3202/1_mfcamoes.html A Century of pH Measurement''] [[IUPAC]]</ref> tot ''Potenz'' ([[Duits]]) of ''puissance'' ([[Frans]]) wat in alle talen "macht" met betrekking tot [[machtsverheffen]] betekent,<ref>[http://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ed081p21?journalCode=jceda8 ''"The Symbol for pH"'', William B. Jensen, University of Cincinnati]</ref> want de pH-schaal is immers [[logaritme|logaritmisch]]. Een andere verklaring luidt dat de aanduiding staat voor de concentratie in de testoplossing (''C<sub>p</sub>'') en de referentieoplossing (''C<sub>q</sub>'') met de tamelijk gebruikelijke combinatie ''p'' en ''q''.<ref name="htoc" />

== Algemene beschrijving ==
De pH is gelijk aan het tegengestelde van de [[logaritme]] (met grondtal 10) van de [[Concentratie (oplossing)|concentratie]] H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> (het [[Hydroxonium|hydroxonium-ion]]). De [[Natuurkundige eenheid|eenheid]] van concentratie is hierbij [[mol (eenheid)|mol]]/[[liter]]. Omdat deze concentraties zeer klein kunnen worden, is het handiger om met een [[logaritmische schaal]] te werken. In formulevorm is de pH als volgt gedefinieerd:

:<math>\mathrm{pH}=-\log \left [ \mathrm{H_{3}O^+} \right ]</math>

Formeel is de pH gedefinieerd als het tegengestelde van de logaritme van de waterstofionen-''activiteit'':

:<math>\mathrm{pH}=- \log \left ( \gamma \left [ \mathrm{H_{3}O^+} \right ] \right )</math>

Daarbij geeft de factor ''γ'' de [[activiteitscoëfficiënt]] en het product γ[H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] de [[chemische activiteit]] van de hydroxonium-ionen weer; de activiteitscoëfficiënt heeft een waarde tussen de 0 en de 1 (1.00 voor zuiver water, verdund of verontreingd: kleiner dan 1). In normale omstandigheden is de factor ''γ'' bij benadering gelijk aan 1. Echter bij koud zeewater bijvoorbeeld spelen de factoren temperatuur en opgeloste zouten wel degelijk een belangrijke rol (en is ''γ'' < 1): neutrale pH is niet gelijk aan 7.

== Het autoprotolyse-evenwicht en de pH-schaal ==
{{zie hoofdartikel|Autoprotolyse van water}}
In water of in een waterige oplossing is een klein deel van de watermoleculen aanwezig in de vorm van ionen ([[autoprotolyse]]). Twee H<sub>2</sub>O-moleculen vormen dan een positief H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-ion en een negatief OH<sup>−</sup>-ion. Het [[oplosbaarheidsproduct]] van de beide ionen in water is 10<sup>−14</sup> mol/l (bij 22&nbsp;°C), dat wil zeggen dat voor elke waterige oplossing geldt dat het product van de concentratie aan OH<sup>−</sup> en de concentratie van H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> altijd gelijk is aan 10<sup>−14</sup> mol/l. Uitgaande van zuiver water is zoveel water in ionen opgesplitst dat zowel de concentratie H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> als de concentratie van OH<sup>−</sup> gelijk is aan 1:10 000 000 = 10<sup>−7</sup>. De pH hiervan is volgens de formule dus: <math>-\log 10^{-7} = -(-7)\log 10 = 7</math>. Alle oplossingen met een pH van 7 worden ''neutrale'' oplossingen genoemd. Zo’n oplossing is niet [[zuur (chemie)|zuur]] en ook niet [[basisch]].

De pH-schaal is een logaritmische schaal die voor [[water (stof)|waterige]] oplossingen praktisch loopt van 0 tot 14. Een pH kleiner dan 7 betekent dat de oplossing zuur is, hoe lager hoe zuurder. Dus dat betekent dat hoe lager de pH is, hoe hoger de concentratie [[Hydroxonium|hydroxonium]]-ionen in de oplossing is. Een pH groter dan 7 wil zeggen dat de oplossing basisch is. Oftewel hoe hoger de pH hoe lager de concentratie hydroxonium-ionen en dus hoe hoger de concentratie hydroxide-ionen. Waarden beneden 0 en boven 14 zijn mogelijk en zulke oplossingen zijn over het algemeen zeer gevaarlijk: geconcentreerde zuren en geconcentreerde basen. Bij een pH die lager is dan −1 moet de [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] groter zijn dan 10,1&nbsp;mol/l

Het logaritmische karakter van de schaal zorgt ervoor dat zelfs binnen de schaal van 0 - 14 zeer extreme waarden kunnen worden weergegeven: in een oplossing van pH 8 zitten al 100 keer zoveel OH<sup>−</sup>-ionen als H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-ionen en in [[maagzuur]] van pH 2 zitten 10.000.000.000 keer zoveel H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-ionen als OH<sup>−</sup>-ionen.

== pOH ==
Naast de pH-schaal bestaat ook de pOH-schaal. Waar de pH-schaal gerelateerd is aan de activiteit van H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-ionen, is de pOH-schaal gerelateerd aan de activiteit van OH<sup>−</sup>-ionen.

:<math>\mathrm{pOH}=-\log \left [ \mathrm{OH^-} \right ]</math>

Uit het [[Autoprotolyse | autoprotolyse-evenwicht]] van water volgt

:<math>\mathrm{pOH} = 14 - \mathrm{pH}</math>

De tweede vergelijking geldt alleen bij een temperatuur van 298,15 K (25&nbsp;°C). Naarmate de temperatuur toeneemt, neemt de som van pH en pOH af.

== pH-meting ==
De pH van een oplossing kan op verschillende manieren worden gemeten:
* Er zijn kleurstoffen ([[pH-indicator]]en) die verkleuren door het opnemen of afstaan van H<sup>+</sup>-ionen. De verkleuring vindt dan plaats bij een bepaalde pH. Als men verschillende van zulke kleurstoffen inzet, kan men de pH ruwweg bepalen, in een oplossing of op een vloeipapiertje (pH-papier). Bekend is de verkleuring van [[lakmoes]], maar in de keuken ook die van [[rodekool]] (rodekool kleurt blauw/groen in het basische afwaswater; aan recepten met rodekool wordt vaak wat zure [[appel (vrucht)|appel]], [[Citroen (vrucht)|citroen]] en/of [[azijn]] toegevoegd om te voorkomen dat het verkleurt tijdens het koken). Welbekend is het lichter worden van thee na het toevoegen van citroensap.
* Er zijn [[Elektrochemie|elektrochemische]] reacties waarbij H<sup>+</sup>-ionen betrokken zijn en voor zulke reacties varieert de [[Tabel_van_standaardelektrodepotentialen|elektrodepotentiaal]] als functie van de pH. Men kan de pH meten met een [[pH-meter]] door de potentiaal van zo een elektrode onder gecontroleerde omstandigheden te meten.
* Door middel van een [[titratie]] met behulp van een sterke base (vaak [[natronloog]]) als men een zure oplossing onderzoekt, of een sterk zuur (vaak [[zoutzuur]]) bij een basische oplossing. Hierbij wordt de base bij het te onderzoeken zuur gedruppeld (of het zuur bij de te onderzoeken base), totdat er precies evenveel OH<sup>-</sup>-ionen zijn toegevoegd als dat er H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-ionen aanwezig waren (resp. evenveel H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-ionen zijn toegevoegd als dat er OH<sup>-</sup>-ionen waren). Om het juiste titratiepunt (het [[equivalentiepunt]]) zichtbaar te maken, wordt een pH-indicator gebruikt met het juiste omslagpunt (de pH-waarde waarbij de kleur van de indicator verandert). Deze methode is nauwkeuriger dan in de praktijk nodig is om de pH te meten en wordt zelden gebruikt voor een pH-meting omdat hij nogal bewerkelijk is.

== Van pH 14,0 tot pH 0,0 ==
[[Bestand:PH-indicatorpapier.jpg|thumb|right|[[pH-indicator]]papier]]
* pH 14: [[natronloog]] (1&nbsp;[[mol (eenheid)|mol]]/[[liter]])
* pH 13: natronloog of [[kaliloog]] (0,1 [[mol (eenheid)|mol]]/[[liter]])
* pH 12: ovenreiniger
* pH 11,5: huishoud[[ammonia]] (verdunde ammonia)
* pH 10,5: [[Zeep (reiniging)|zeepsop]]
* pH 9,5: [[Bleekmiddel|bleekwater]]
* pH 8,5: [[zeewater]], darmsap (iets verhoogde pH door [[gal (stof)|gal]])
* pH 7,5: [[Ei (voeding)|eieren]]
* pH 7,4: menselijk [[bloed]]
* pH 7: zuiver, [[gedestilleerd water]] (neutraal)
* pH 6,7: [[melk (drank)|melk]]
* pH 6,5: [[speeksel]]
* pH 6: natuurlijke regen, [[urine]]
* pH 5,5: [[huid]]
* pH 5: licht [[zure regen]]
* pH 4,5: [[tomaat|tomaten]], [[Druif (vrucht)|druiven]], [[yoghurt]] (3,7-4,5)
* pH 4: zure regen, [[tomatensap]], [[bier]]
* pH 3: consumptie[[azijn]], [[wijn]], [[zuurkool]]
* pH 2,8: [[cola]]
* pH 2: [[maagzuur]], [[Citroen (vrucht)|citroensap]]
* pH 1: [[zoutzuur]], [[zwavelzuur]] (accuzuur)
* pH 0: [[zoutzuur]] (1&nbsp;[[mol (eenheid)|mol]]/[[liter]]), [[zwavelzuur]]

Als het een geconcentreerd zuur betreft, kan de pH ook negatief uitkomen (bij een basische oplossing kan de pH ook boven de 14 uitkomen). Dit gebeurt als de H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-concentratie hoger is dan 1&nbsp;mol/l, want bij pH = 0 is de concentratie H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> gelijk aan 1·10<sup>0</sup> = 1&nbsp;mol/l. Bij onder andere geconcentreerd [[zwavelzuur]] (18&nbsp;mol/l) is dit het geval. Hiervan is de pH circa −1,26. Door de hoge H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-concentraties zal de activiteit van de hydroxonium-ionen sterk dalen wegens hinder en andere effecten. Dit heeft voornamelijk te maken met de hoge ionensterkte die zo een oplossing heeft. Bij concentraties onder de 0,1 molair kan men deze activiteitsvermindering echter verwaarlozen en zijn de pH-formules nauwkeuriger.

== Buffers ==
{{Zie hoofdartikel|Buffer (scheikunde)}}
Een oplossing die de H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-concentratie constant houdt, zelfs al wordt er door een [[chemische reactie]] H<sup>+</sup> geproduceerd of verbruikt, heet een buffer. Een buffer kan worden gemaakt door een zwak zuur en zijn bijbehorende zwakke base samen in een waterige oplossing te brengen. Als er in zo'n gebufferde oplossing door een reactie H<sup>+</sup> wordt geproduceerd, kan dit door de aanwezige zwakke base worden opgenomen, waarbij de pH dan nauwelijks verandert. Andersom kan, als er H<sup>+</sup> uit de oplossing wordt verbruikt, nieuw H<sup>+</sup> worden vrijgemaakt door het aanwezige zwakke zuur.

Elke combinatie van een zwak zuur met de bijbehorende zwakke base heeft een eigen ideale pH-waarde waarbij de buffer optimaal functioneert (dwz een substantiële hoeveelheid H<sup>+</sup>-ionen kan opnemen of vrijmaken zonder noemenswaardige verandering van de pH). De zogenaamde ''buffercapaciteit'' geeft aan hoeveel toevoeging of verbruik van H<sup>+</sup>-ionen de buffer kan opvangen; de buffercapaciteit hangt af van de concentratie van de bufferstoffen in de oplossing.

Als bufferstoffen kunnen bijvoorbeeld worden gebruikt [[azijnzuur]], [[citroenzuur]], [[natriumdiwaterstoffosfaat]] (NaH<sub>2</sub>PO<sub>4</sub>) en [[Natriumwaterstoffosfaat|natriummonowaterstoffosfaat]] (Na<sub>2</sub>HPO<sub>4</sub>).

== Rekenvoorbeeld ==
Wat is de pH-waarde van een oplossing met een H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-concentratie van 6,5·10<sup>−4</sup> mol/l ?

De concentratie is een getal tussen 10<sup>−4</sup> en 10<sup>−3</sup>. Daarmee is een schatting te maken van de pH: die zal tussen de 3 en 4 liggen.

Een precieze berekening laat zien:

:<math>\mathrm{pH} =-\log \left ( 6,\!5 \cdot 10^{-4} \right ) = 3,\!19</math> zie [[Significant cijfer]] voor uitleg over het aantal decimale cijfers.

== De pH van grote concentraties ==
Bij grote concentraties aan een opgelost zuur of base (bijvoorbeeld 12&nbsp;mol/L) is die oplossing nog moeilijk als verdund te beschouwen. Op dat moment kan men het zuur of base zelf als oplosmiddel beschouwen en water als opgeloste stof. Bij dergelijke oplossing gaat de berekening met [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] niet op en wordt gebruik gemaakt van de [[Hammett-zuurfunctie]] om de zuurgraad te berekenen. Deze functie is ook toepasbaar op oplossingen van [[Superzuur|superzuren]] en [[superbase]]n.

== Trivia ==
[[Bestand:Iron Mountain Mine red.jpg|thumb|Extreem zuur water in de [[Iron Mountain Mine]] in de VS.]]
* Bij zuur-basereacties wordt een H<sup>+</sup>-ion (proton) uitgewisseld. Daarom wordt in de uitleg gesproken over de vorming of verbruik van H<sup>+</sup>-ionen. Komt een H<sup>+</sup>-ion echter in een waterig milieu terecht, dan raakt het gebonden aan een watermolecuul en ontstaat het hydroxonium-ion H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>. De door het zuur geproduceerde H<sup>+</sup>-ionen bevinden zich dus als H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-ionen in de oplossing, vandaar dat bij de berekening van de pH de concentratie van H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> wordt gebruikt. Op Nederlandse [[Hoger_algemeen_voortgezet_onderwijs|HAVO]]-scholen gebruikt men deze verfijning niet en rekent men met het H<sup>+</sup>-ion in plaats van het H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-ion. De definitie van pH wordt dan <math>\mathrm{pH}=-\log \left [ \mathrm{H^+} \right ]</math>.
* De aanduiding ''pH-neutraal'' op [[cosmetica|cosmetische producten]] betekent iets anders dan een pH van 7.{{Bron?|Volgens wie?|2012|02|09}} Het geeft aan dat het product een pH heeft die overeenkomt met de natuurlijke pH van de [[huid]]. De natuurlijk pH van de huid is ongeveer 5,5. De meeste cosmetische producten zijn dan ook licht zuur (de [[reclame]]term is: "pH-huidneutraal").
* Bij een te hoge of lage pH van de [[bodem]] waarin ze groeien worden veel voedingsstoffen moeilijk opneembaar voor planten. Gebreksverschijnselen zoals [[Chlorose (planten)|chlorose]] zijn in de praktijk vaker te wijten aan een ongunstige bodem-pH dan aan een effectief tekort in de bodem.{{Bron?|Volgens wie?|2012|02|09}}
* Het water in de ''[[Iron Mountain Mine]]'' nabij [[Redding (Californië)|Redding]] in [[Noord-Californië]] is het meest zure water dat in de natuur wordt aangetroffen. In watermonsters die geologen daar in 1990 en 1991 hebben genomen, is een (negatieve) pH-waarde van −3,6 gemeten.<ref>{{aut|Bjorn A. Bojesen}} (2013) - Extremen op aarde: De zuurste plek: Iron Mountain. Wetenschap in beeld, nr. 4, p. 28</ref>
* Het begrip ''zuurgraad'' (of ''zuurtegraad'') leidt gemakkelijk tot verwarring, zeker als het wordt omschreven als "de mate van zuurte/zuurheid". Gevoelsmatig zou een grotere mate van zuurte moeten leiden tot een hogere getalswaarde van de zuurgraad. Bij de pH-waarde is dat echter juist omgekeerd. Het begrippen ''zuurgraad'' en ''zuurtegraad'' kunnen daarom beter worden vermeden.

== Externe links ==
* {{en}} [http://phet.colorado.edu/simulations/sims.php?sim=pH_Scale Interactief Java-applet] dat het principe van pH illustreert

{{Appendix}}
{{Commonscat|PH|pH}}
{{Kleine letter}}

[[Categorie:Zuur-basechemie]]
[[Categorie:Schaal (meten)]]