pH & buffers: oefenopgaven met stapsgewijze oplossingen

Ook wel: pH berekenen · bufferoplossing · Henderson-Hasselbalch

Gratis oefenopgaven over pH & buffers met schema’s, hints en volledig uitgewerkte oplossingen. Elke keer nieuwe waarden, op drie niveaus: sterke zuren en basen, zwakke zuren, buffers.

Gratis oefenopgaveMakkelijk
02468101214zuurneutraalbasischpH = ?

Bereken de pH pH van een 0,05 mol/L-oplossing NaOH, een sterke base, bij 25 °C.

c = 0,05 mol/L
Volgende opgave →
Oefen pH & buffers gratisOefen nu pH & buffersElke dag 5 gratis opgaven. Geen creditcard nodig.

Wat je oefent

  1. Makkelijksterke zuren en basen
  2. Gemiddeldzwakke zuren
  3. Moeilijkbuffers

Zo los je opgaven over pH & buffers op

  1. Bepaal of het zuur of de base sterk (volledig gedissocieerd) of zwak is.
  2. Sterk zuur: [H⁺] is gelijk aan de concentratie ervan. Sterke base: bereken eerst [OH⁻].
  3. Zwak zuur: los Ka = x²/(c − x) op naar x = [H⁺].
  4. pH = −log[H⁺], en pH + pOH = 14 bij 25 °C.

Veelgemaakte fouten

  • Een zwak zuur behandelen als sterk.
  • Vergeten bij een base pOH om te rekenen naar pH.
  • ln gebruiken in plaats van log.

Belangrijke formules

pH
pH = −log[H⁺]
pOH
pOH = −log[OH⁻], pH + pOH = 14
Zwak zuur
[H⁺] ≈ √(Ka·c)
Buffer
pH = pKa + log([A⁻]/[HA])
Verdunning
c1V1 = c2V2

Leer pH & buffers vanaf nul

Hiervoor: Chemisch evenwicht

1Wat pH is

Een zuur geeft waterstofionen, H⁺, af in water. Een base geeft hydroxide-ionen, OH⁻, af of neemt H⁺ op. Citroensap is zuur, zeep is basisch.

De concentratie H⁺ kan variëren van ongeveer 1 mol/L tot 10⁻¹⁴ mol/L. Zulke getallen zijn lastig, dus scheikundigen gebruiken de pH:

pH = −log[H⁺]

Elke stap van 1 in pH is een factor 10 in [H⁺]. Een oplossing met [H⁺] = 0,01 = 10⁻² mol/L heeft pH 2.

01234567891011121314H⁺OH⁻
  • pH onder 7: zuur. Hoe lager de pH, hoe meer H⁺.
  • pH 7: neutraal, zoals zuiver water bij 25 °C.
  • pH boven 7: basisch (alkalisch).

Hetzelfde idee werkt voor OH⁻: pOH = −log[OH⁻]. In water bij 25 °C zijn de twee altijd samen 14:

pH + pOH = 14
Zelftoets Wat is de pH van een oplossing met [H⁺] = 0,001 mol/L?
  1. 0,001
  2. 11
  3. 3
  4. −3

Antwoord: 3. 0,001 = 10⁻³, en pH = −log(10⁻³) = 3. Het minteken vergeten geeft −3, en 11 is de pOH, niet de pH.

2Sterke zuren en basen

Een sterk zuur of een sterke base valt in water volledig uiteen. Voorbeelden zijn HCl, HNO₃, NaOH en KOH.

De H⁺-concentratie van een sterk zuur is dus gelijk aan de zuurconcentratie. 0,01 mol/L HCl geeft [H⁺] = 0,01 mol/L en pH 2.

Bepaal bij een sterke base eerst [OH⁻], dan de pOH, dan de pH:

  1. [OH⁻] = concentratie van de base × aantal OH⁻ per formule-eenheid. Ba(OH)₂ geeft er twee.
  2. pOH = −log[OH⁻].
  3. pH = 14 − pOH.

Voorbeeld: 0,01 mol/L NaOH geeft [OH⁻] = 0,01, pOH = 2 en pH = 14 − 2 = 12.

Zelftoets Wat is de pH van een NaOH-oplossing van 0,1 mol/L bij 25 °C?
  1. 0,1
  2. 13
  3. 1
  4. 7

Antwoord: 13. [OH⁻] = 0,1 mol/L, dus pOH = 1 en pH = 14 − 1 = 13. 1 antwoorden stopt bij de pOH: een base moet een pH boven 7 hebben.

3Zwakke zuren en buffers

Een zwak zuur, zoals azijnzuur of HF, valt maar een klein beetje uiteen. Er ontstaat een evenwicht:

HA ⇌ H⁺ + A⁻ Ka = [H⁺][A⁻] / [HA]

Ka is de zuurconstante: hoe groter, hoe sterker het zuur. Vaak zie je pKa = −log Ka.

Als x mol/L van een zuur met concentratie c uiteenvalt, dan is [H⁺] = [A⁻] = x en [HA] = c − x. Dus Ka = x² / (c − x).

Als x klein is vergeleken met c, mag je c − x ≈ c gebruiken:

[H⁺] ≈ √(Ka · c)

Als x meer dan ongeveer 5% van c blijkt te zijn, los dan in plaats daarvan de kwadratische vergelijking x² + Kax − Kac = 0 op.

Een buffer is een mengsel van een zwak zuur HA en zijn geconjugeerde base A⁻, bijvoorbeeld uit zijn natriumzout. Hij houdt de pH bijna constant als er een beetje zuur of base wordt toegevoegd. Zijn pH volgt de vergelijking van Henderson–Hasselbalch:

pH = pKa + log([A⁻] / [HA])

Een sterke base toevoegen verandert een deel van HA in A⁻: HA daalt en A⁻ stijgt met de mol toegevoegde base.

Zelftoets Een buffer bevat gelijke concentraties van een zwak zuur en zijn geconjugeerde base. De pKa is 4,75. Wat is de pH?
  1. 4,75
  2. 5,75
  3. 7
  4. 9,25

Antwoord: 4,75. Met [A⁻] = [HA] is de verhouding 1, en log 1 = 0, dus pH = pKa = 4,75. Een buffer is niet automatisch neutraal.

4De methode stap voor stap

  1. Bepaal wat je hebt: een sterk zuur, een sterke base, een zwak zuur of een buffer (een zwak zuur samen met zijn zout).
  2. Sterk zuur: [H⁺] = c. Sterke base: [OH⁻] = c × aantal OH⁻, dan pOH en pH = 14 − pOH.
  3. Zwak zuur: [H⁺] ≈ √(Ka · c). Controleer of x minder dan 5% van c is; los anders de kwadratische vergelijking op.
  4. Buffer: bepaal pKa, dan pH = pKa + log([A⁻]/[HA]). Als zuur of base wordt toegevoegd, werk dan eerst de mol HA en A⁻ bij.
  5. Neem pH = −log[H⁺] en controleer het antwoord: zuren onder 7, basen boven 7, een buffer dicht bij zijn pKa.

5Een uitgewerkt voorbeeld

Volg elke stap. Probeer de volgende stap te voorspellen voordat je hem opent.

Uitgewerkt voorbeeld

Bepaal de pH van een oplossing van 0,2 mol/L benzoëzuur (Ka = 6,3 × 10⁻⁵).

1

Herken het zuur

Ka is klein, dus benzoëzuur is een zwak zuur. Slechts een klein deel valt uiteen in H⁺ en A⁻.

2

Stel het evenwicht op

Met x = [H⁺] = [A⁻] en [HA] = 0,2 − x:

6,3 × 10⁻⁵ = x² / (0,2 − x)
3

Gebruik de benadering

Neem aan dat x klein is, dus 0,2 − x ≈ 0,2.

x ≈ √(6,3 × 10⁻⁵ · 0,2) = √(1,26 × 10⁻⁵) = 0,00355 mol/L
4

Controleer de benadering

0,00355 / 0,2 = 1,8%, wat minder is dan 5%. De benadering is goed. De kwadratische vergelijking exact oplossen geeft 0,00352 mol/L, bijna hetzelfde.

5

Bepaal de pH

pH = −log(0,00352) = 2,45
01234567891011121314H⁺OH⁻

De pH is lager dan 7, zoals het hoort voor een zuur, maar hoger dan voor 0,2 mol/L van een sterk zuur (pH 0,70).

Antwoord

pH ≈ 2,45

6Veelgemaakte fouten

  • De pOH geven terwijl de pH gevraagd wordt. Eindig bij een base altijd met pH = 14 − pOH.
  • Vergeten dat Ba(OH)₂ en Ca(OH)₂ twee OH⁻ per formule-eenheid geven.
  • Een zwak zuur als sterk behandelen, zodat [H⁺] = c.
  • Het minteken vergeten in pH = −log[H⁺].
  • De bufferverhouding omdraaien: die is [A⁻]/[HA], base boven zuur.
  • De snelle methode √(Ka·c) gebruiken als x meer dan 5% van c is.
Zelftoets Wat is de pH van een oplossing van 0,02 mol/L Ba(OH)₂, een sterke base, bij 25 °C?
  1. 1,40
  2. 1,70
  3. 12,30
  4. 12,60

Antwoord: 12,60. Elke Ba(OH)₂ geeft twee OH⁻, dus [OH⁻] = 0,04 mol/L, pOH = 1,40 en pH = 12,60. 12,30 vergeet de factor 2, en 1,40 is de pOH.

7Hoe tentamenvragen eruitzien

  • Makkelijk: sterke zuren en basen. De pH van een oplossing van HCl, NaOH of Ba(OH)₂.
  • Gemiddeld: zwakke zuren. De pH van een zwak zuur zoals HF of benzoëzuur uit zijn Ka en concentratie.
  • Moeilijk: buffers. De pH uit Henderson–Hasselbalch, of de nieuwe pH nadat een sterke base is toegevoegd.

Voorbeeld van een moeilijke vraag: een buffer van 1,00 L met 0,25 mol HF en 0,10 mol F⁻ (Ka = 0,00068) krijgt 0,05 mol NaOH. HF wordt 0,20 mol en F⁻ 0,15 mol, dus pH = 3,17 + log(0,15/0,20) = 3,04.

Leer het stap voor stap in de appLeer het stap voor stap in de app

Uitgewerkte voorbeelden

Voorbeeld 1Makkelijk
02468101214zuurneutraalbasischpH = ?

Bereken de pH pH van een 0,5 mol/L-oplossing zoutzuur (HCl), een sterk zuur.

c = 0,5 mol/L

Gevraagd: pH

Hints tonen
  1. Een sterk zuur ioniseert volledig, dus [H₃O⁺] is gelijk aan de zuurconcentratie.
  2. pH = −log₁₀[H₃O⁺].
  3. [H₃O⁺] = 0,5 mol/L.
Toon het antwoord en de stapsgewijze oplossing

pH: pH = −log₁₀[H₃O⁺] en pOH = −log₁₀[OH⁻], met pH + pOH = 14 bij 25 °C. Sterke zuren en basen ioniseren volledig. Een zwak zuur maar gedeeltelijk: Ka = x²/(c − x), met x = [H₃O⁺]. Een buffer van een zwak zuur en zijn geconjugeerde base volgt Henderson–Hasselbalch: pH = pKa + log([A⁻]/[HA]).

pH uit de concentratie

pH = −log(0,5) = 0,301

Antwoord

pH = 0,301
Voorbeeld 2Gemiddeld
02468101214zuurneutraalbasischpH = ?

Bereken de pH pH van een 0,1 mol/L-oplossing hypochlorigzuur (Ka = 3 × 10⁻⁸).

c = 0,1 mol/LKa = 3 × 10⁻⁸

Gevraagd: pH

Hints tonen
  1. Stel Ka = x²/(c − x) op, met x = [H₃O⁺].
  2. Omdat Ka klein is, is x veel kleiner dan c, dus x ≈ √(Ka·c) is een goede benadering.
  3. √(3 × 10⁻⁸·0,1) = 5,477 × 10⁻⁵.
Toon het antwoord en de stapsgewijze oplossing

pH: pH = −log₁₀[H₃O⁺] en pOH = −log₁₀[OH⁻], met pH + pOH = 14 bij 25 °C. Sterke zuren en basen ioniseren volledig. Een zwak zuur maar gedeeltelijk: Ka = x²/(c − x), met x = [H₃O⁺]. Een buffer van een zwak zuur en zijn geconjugeerde base volgt Henderson–Hasselbalch: pH = pKa + log([A⁻]/[HA]).

Evenwicht

HA ⇌ H⁺ + A⁻: x mol/L zuur ioniseert.

Ka = x²/(0,1 − x) → x = 5,476 × 10⁻⁵ mol/L

pH

pH = −log(5,476 × 10⁻⁵) = 4,262

Antwoord

pH = 4,262
Voorbeeld 3Moeilijk
02468101214zuurneutraalbasischpH = ?

Een buffer van 1,00 L bevat 0,3 mol hypochlorigzuur en 0,2 mol van de geconjugeerde base (Ka = 3 × 10⁻⁸). Er wordt 0,05 mol NaOH toegevoegd. Bereken de nieuwe pH pH.

n(HA) = 0,3 moln(A⁻) = 0,2 moln(OH⁻) = 0,05 molKa = 3 × 10⁻⁸

Gevraagd: pH

Hints tonen
  1. Het toegevoegde hydroxide reageert met het zwakke zuur: HA + OH⁻ → A⁻ + H₂O.
  2. HA neemt dus af met de toegevoegde hoeveelheid en A⁻ neemt evenveel toe.
  3. n(HA) = 0,25, n(A⁻) = 0,25.
Toon het antwoord en de stapsgewijze oplossing

pH: pH = −log₁₀[H₃O⁺] en pOH = −log₁₀[OH⁻], met pH + pOH = 14 bij 25 °C. Sterke zuren en basen ioniseren volledig. Een zwak zuur maar gedeeltelijk: Ka = x²/(c − x), met x = [H₃O⁺]. Een buffer van een zwak zuur en zijn geconjugeerde base volgt Henderson–Hasselbalch: pH = pKa + log([A⁻]/[HA]).

Neutralisatie

n(HA) = 0,3 − 0,05 = 0,25 mol
n(A⁻) = 0,2 + 0,05 = 0,25 mol

Henderson–Hasselbalch

pH = 7,523 + log(0,25/0,25) = 7,523

Antwoord

pH = 7,523

Vragen en antwoorden

pH & buffers: wat is het?

Een zuur geeft waterstofionen, H⁺, af in water. Een base geeft hydroxide-ionen, OH⁻, af of neemt H⁺ op. Citroensap is zuur, zeep is basisch.

De concentratie H⁺ kan variëren van ongeveer 1 mol/L tot 10⁻¹⁴ mol/L. Zulke getallen zijn lastig, dus scheikundigen gebruiken de pH:

pH & buffers: hoe los je de opgaven stap voor stap op?
  1. Bepaal of het zuur of de base sterk (volledig gedissocieerd) of zwak is.
  2. Sterk zuur: [H⁺] is gelijk aan de concentratie ervan. Sterke base: bereken eerst [OH⁻].
  3. Zwak zuur: los Ka = x²/(c − x) op naar x = [H⁺].
  4. pH = −log[H⁺], en pH + pOH = 14 bij 25 °C.
pH & buffers: wat zijn veelgemaakte fouten?
  • Een zwak zuur behandelen als sterk.
  • Vergeten bij een base pOH om te rekenen naar pH.
  • ln gebruiken in plaats van log.
pH & buffers: wat oefen je?
  • Makkelijk: sterke zuren en basen
  • Gemiddeld: zwakke zuren
  • Moeilijk: buffers

Elke opgave heeft nieuwe waarden, zodat je de methode leert in plaats van een antwoord. Kom je vast te zitten? Open eerst een kleine hint en de volledige uitleg pas als je die nodig hebt.

Zo werkt het oefenen

  • Elke opgave heeft nieuwe waarden, zodat je de methode leert in plaats van een antwoord.
  • Kom je vast te zitten? Open eerst een kleine hint en de volledige uitleg pas als je die nodig hebt.
  • Je voortgang, fouten en bewaarde opgaven blijven bewaard, zodat je vóór het tentamen kunt herhalen.

Onderwerpen ervoor en erna

Eerst leren

Chemisch evenwicht

Calculators

pH-calculatorHenderson–Hasselbalch bufferberekening

Vakken met dit onderwerp

Algemene chemie

Meer onderwerpen in Natuurwetenschappen

StoichiometrieMolariteit en verdunningChemisch evenwichtCalorimetrie en enthalpieGeneticaCelbiologie

Printbaar werkblad

Werkblad pH & buffers met antwoorden
Oefen pH & buffers gratisOefen nu pH & buffersElke dag 5 gratis opgaven. Geen creditcard nodig.