## 6.4 Rekenen met zwakke zuren

Voor een zwak zuur geldt dat bij ‘oplossen’ in water slecht een deel van het zuur ioniseert volgens:

HAc (aq) + H2O H3O+(aq) + Ac-(aq)

De mate van ionisatie (= de ligging van het evenwicht) wordt gekarakteriseerd door de evenwichtsconstante Kz met bijbehorende evenwichtsvoorwaarde:

Je kunt hierin de verhouding herkennen tussen de concentraties van de stoffen aan de rechterkant van de evenwichtspijl en de concentraties van de stoffen aan de linkerkant van de evenwichtspijl, de mate van ionisatie dus.

Veel Kz waarden zijn experimenteel bepaald (en kunnen we opzoeken in bijv Binas tabel 49). Met deze Kz-waarde kunnen we bijvoorbeeld de de pH van een oplossing van een zwak zuur berekenen.

Voorbeeld: Bereken de pH van een 1,0 M oplossing azijnzuur

| [HAc] (mol/L) | [H3O+] (M) | [Ac-] (M)
--- | --- | --- | ---
Begin | 1,0 | 0 | 0
Omgezet | -x | +x | +x
Eind | 1,0-x | x | x

Vul in in evenwichtsvoorwaarde:

en reken uit met abc-formule:

waarbij de negatieve waarde natuurlijk een onzinantwoord geeft.

De evenwichtsvoorwaarde die hoort bij bovenstaand evenwicht geldt niet alleen in een zuivere zwak-zuuroplossing maar ook in een medium waarin een hele hoop andere stoffen (incl. zuren en basen) zijn opgelost. Denk aan bloed of slootwater. Rekenen aan concentratie van stoffen wordt dan een stuk lastiger omdat de H+ niet meer gelijk is aan de Z- concentratie.

Laten we nog eens naar de evenwichtsvoorwaarde kijken:

Hier staat eigenlijk zoiets als: wat is de verhouding tussen geioniseerd/niet geioniseerd bij een bepaalde pH ([H3O+]). Met andere woorden: als we de pH van de oplossing (slootwater bijv. ) kennen dan kunnen we de verhouding van een zuur en zijn geconjugeerde base uitrekenen (mits we de Kz kennen uiteraard).