pH en zuurgraad

		Theorie Lange tijd heeft men de door Arrhenius (1887) geformuleerde indeling van elektrolyten in zuren, basen en zouten gebruikt: zuren zijn elektrolyten die in oplossing waterstofionen afsplitsen; basen zijn elektrolyten die in oplossing hydroxylionen afsplitsen; zouten zijn elektrolyten, opgebouwd uit een of meer metaalionen en een of meer zuurrestionen. In de praktijk bleek deze definitie echter niet te voldoen. Voor een beter definitie van zuren, basen en zouten zorgde Bronsted (1923), die de definities van zuren en basen baseerde op het volgende reactieschema: zuur <=> base + proton (H+-ion) Onder zuren worden stoffen verstaan die protonen kunnen afsplitsen en met basen stoffen die protonen kunnen opnemen. Een verzamelnaam voor zuren en basen is protolyten. Zouten zijn neutrale stoffen die zich in waterige oplossing in ionen splitsen, die zich al of niet als protolyten kunnen gedragen.
pH van diverse oplossingen
Oplossing	pH
Zoutzuur, 3.5%	ca. 0
Zoutzuur, 0.35%	1.0
Maagsap	0.9 - 2.3
Citroensap	2.3
Azijnzuur, 6%	2.4
Handelsazijn	3.1
Zure melk	4.4
Zweet	4 - 6.8
Melk	6.4 - 6.7
Ureum	4.8 - 7.4
Zuiver water	7.0
Bloed	7.38
Meer water	7.8 - 8.2
Zeep oplossing	8.2 - 8.7
Natriumcarbonaat oplossing, 0.5%	11.3
Verzadigd kalkwater	12.3
Natronloog, 0.4%	13.0
Natronloog, 4%	ca. 14

Kijken we nu naar zoutzuur: HCl --> H⁺ + Cl^-
Zoutzuur is een zuur, het kan protonen afstaan. Het chloride ion heeft echter weinig neiging een proton op te nemen, heeft dus nagenoeg geen basische eigenschappen.

Sommige stoffen kunnen zich zowel basisch als zuur gedragen, de amfolyten:
HCO₃^- + H⁺ <=> H₂CO₃
HCO₃^- <=> H⁺ + CO₃^2-

Op de theorie van Bronsted is een uitbreiding gekomen. De reactie hierboven geschetst kan nl in een waterige oplossing niet plaatsvinden, er moet nl een base aanwezig zijn die het proton kan opnemen. Daarom wordt een zuur-base reactie tegenwoordig opgevat als een protonenoverdrachtsreactie, protolyse genaamd volgens: a₁ + b₂ <=> a₂ + b₁
Het begrip dissociatie wordt dus vervangen door protolyse (a = zuur, b = base).
Voor zoutzuur in water verloopt de protolyse volgens: HCl + H₂O <=> H₃O⁺ + Cl^- (waarbij het evenwicht geheel rechts ligt). In dit geval functioneert water als een base aangezien het een proton opneemt. Voor ammoniak in water geldt: HH₃ + H₂0 <=> NH₄⁺ + OH^-. Het water functioneert nu als zuur aangezien het een proton afstaat. Water kan zich dus als een zuur en as een base gedrageb, het is een amfolyt die zichzelf kan protolyseren volgens:2H₂O <=> H₃O⁺ + OH^-. Deze reactie noemt men de autoprotolyse van water en is er verantwoordelijk voor dat zuiver water stroom kan geleiden. De autoprotolysereactie  kunnen we beschrijven volgens:

Voor deze evenwichtbeschrijvingen maakt me gebruik van log beschrijvingen.

Hetgeen we voor water hebben gedaan kunnen we ook voor zuren en basen doen:

ZUREN	BASEN
a + H2O <=> b + H3O+	b + H2O <=> a + OH-	Voor corresponderende zuren en basen geldt in water:

30-03-2004