Zuurgraad

In water vormt een klein deel van de watermoleculen (H₂O) positief geladen H₃O⁺-ionen en negatieve OH⁻-ionen volgens de evenwichtsreactie:

2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH^-

Slechts een klein deel van de watermoleculen vormt ionen. Dit wordt uitgedrukt in het oplosbaarheidsproduct: de activiteit van H₃O⁺-ionen vermenigvuldigd met de activiteit van OH^--ionen. De ionactiviteit is (bij lage concentraties) gelijk aan de concentratie gedeeld door 1 mol/L. Het oplosbaarheidsproduct van H₃O⁺-ionen en OH^--ionen is heel laag: 10^-14 (bij 22 °C).

In zuiver water is sprake van een evenwicht met een gelijk aantal H₃O⁺-ionen en OH^--ionen. Beide concentraties zijn dan 10^-7 mol/L. Zuiver water is neutraal: niet zuur en niet basisch.

Door in het water een zuur of een base in oplossing te brengen, verandert de verhouding tussen het aantal H₃O⁺-ionen en OH^--ionen. Zijn er meer H₃O⁺-ionen dan OH^--ionen in de oplossing, dan is de oplossing zuur. Zijn er meer OH^--ionen, dan is de oplossing basisch.

De pH is een maat voor de zuurgraad van het water en is gelijk aan het tegengestelde (-) van de logaritme van de activiteit van de H₃O⁺-ionen, in formulevorm:

pH = -log[H₃O⁺]/(1 mol/L)

Zuiver water, met een H₃O⁺-concentratie van 10^-7 mol/L, heeft een pH van 7. De pH is een logaritmische schaal, wat betekent dat een tienvoudige vermeerdering van het aantal ionen leidt tot een verschil van 1 op de pH-schaal. Een pH-waarde ligt in de praktijk altijd ergens tussen 0 (een sterk zure oplossing met 1 mol/L H₃O⁺-ionen) en 14 (een sterk basische oplossing met 1 mol/L OH^--ionen en 10^-14 mol/L H₃O⁺-ionen). In tabel A ziet u enkele voorbeelden.

Tabel A Voorbeelden zuurgraad verschillende stoffen
pH	vloeistof
0	zoutzuur (1 mol/liter)
1	maagzuur
2	citroensap
3	wijn
4	tomatensap
5	koffie
6	urine
7	zuiver water
8	zeewater
9	tandpasta
10	handzeep
11	ammonia
12	zeepwater
13	bleekmiddel
14	natronloog (1 mol/liter)

Waarom de zuurgraad meten?

De zuurgraad van (stedelijk) water is een belangrijke indicator van de chemische en ecologische waterkwaliteit. Voorbeelden:

Zure regen (neerslag met een lage pH) ontstaat door de uitstoot van ammoniak en stikstofoxiden (NO_x) in de atmosfeer. Zure regen maakt oppervlaktewater zuurder en verstoort ecosystemen.
De zuurgraad van water beïnvloedt andere chemische reacties in het water, zoals de ammonium/ammoniakbalans. Een hoge pH in combinatie met een ammoniumpiek door een effluentlozing kan zorgen voor giftige concentraties ammoniak in oppervlaktewater.

pH-meter

Om de pH te meten, kunt u verschillende technieken gebruiken. Enkele van deze technieken (pH-indicatoren die kleurstoffen gebruiken, titratie) zijn vooral laboratoriumtoepassingen. In het veld gebruikt u een pH-meter. Een pH-meter is een ionselectieve elektrode (ISE, zie figuur A), een techniek die ook toegepast wordt voor onder andere ammoniummeters en NO_x-meters.

Figuur A Glaselektrode voor pH-metingen (Bron: Pixabay, Regina Easley)

Ionselectief membraan

Een ionselectieve elektrode maakt gebruik van een ionselectief membraan, dat wil zeggen een membraan dat de meeste stoffen niet doorlaat, maar bepaalde ionen wel. Het membraan in een pH-meter is een ionselectief glasmembraan (figuur B) dat waterstofionen 'doorlaat' (lees: door een chemische reactie neemt het glas aan de ene kant H⁺-ionen op en laat het aan de andere kan H⁺-ionen los). Binnen in de glaselektrode is een gebufferde oplossing aanwezig, zodat de pH altijd precies 7,0 is. Is de pH van het te bemeten water lager dan 7, dan gaan H⁺-ionen door het glasmembraan van buiten naar binnen. Is de pH van het water hoger, dan gaan de ionen van binnen naar buiten. Doordat de waterstofionen een elektrische lading hebben, ontstaat op die manier een elektrisch potentiaalverschil over het membraan. Dit gaat door totdat een 'elektrochemisch evenwicht' is ontstaan: er gaan evenveel ionen naar binnen als naar buiten en het potentiaalverschil is stabiel.

Figuur B Schematische weergave pH-sensor

Elektroden en 'liquid junction'

Het meetinstrument bestaat naast het ionselectief membraan uit een elektrode 'achter' het membraan, een referentie-elektrode en een (milli)voltmeter. Meestal worden zilver/zilverchloride-elektroden gebruikt. Het te meten potentiaalverschil is zeer klein en moet u precies meten. Daarom is het belangrijk dat de elektroden zelf een zeer stabiel potentiaal hebben. De referentie-elektrode moet u in het te bemeten water onderdompelen om de stroomkring te sluiten. Hiervoor bevat de referentie-elektrode een poreuze plug, die langzaam kalium- en chloride-ionen doorlaat naar de te bemeten vloeistof. Deze plug wordt ook wel zoutbrug genoemd en in het Engels '(liquid) junction' of 'frit'.

Praktische aandachtspunten

Relatie potentiaalverschil – pH

Volgens de Wet van Nernst is er een lineair verband tussen het potentiaalverschil tussen de twee elektroden en de logaritme van de concentratie H₃O⁺-ionen in het water. De pH is zelf al een logaritmische maat voor de concentratie van H₃O⁺-ionen. Er is daardoor een lineair verband tussen het potentiaalverschil en de pH, ongeveer 60 mV per pH-eenheid. Dit maakt een pH-meter minder gevoelig voor kleine afwijkingen in het millivoltsignaal dan bijvoorbeeld een ammoniummeter, waarbij kleine afwijkingen in het millivoltsignaal een grote fout in de gemeten concentratie teweegbrengen.

Selectiviteit en interferentie

Ionselectieve membranen zijn ontwikkeld om een bepaald ion te selecteren, maar zijn nooit volledig specifiek voor dat ion. Hierdoor is er interferentie (verstoring) mogelijk van andere ionen. Het vermogen van een ISE om onderscheid te maken tussen verschillende ionen in dezelfde oplossing heet de selectiviteitscoëfficiënt. Een pH-meter is gevoelig voor andere ionen met een enkelvoudige lading, zoals Ag⁺ (zilver), Na⁺ (natrium), en K⁺ (kalium). Vooral bij heel lage H₃O⁺-concentraties, dus hoge pH, kunnen deze ionen de pH-meting verstoren. De gemeten pH is dan lager dan de werkelijke pH. De samenstelling van het glas bepaalt de selectiviteitscoëfficiënt en verschilt per product. In de specificaties van het meetinstrument kunt u vinden welke ionen interfereren en welke selectiviteitscoëfficiënt de pH-meter voor deze ionen heeft.

Responstijd

Het kost tijd om een elektrochemisch evenwicht over het membraan in te stellen. Nadat u de pH-meter in de meetvloeistof hebt gestoken, kan het ongeveer een minuut duren voordat de meter de (juiste) meetwaarde aangeeft. Bij snelle veranderingen in de pH van de meetvloeistof zal de pH-meter ook wat achterlopen.

Drift en kalibratie

In een oplossing met een stabiele temperatuur en samenstelling zal de pH-meter niet snel verlopen. De stroom door de millivoltmeter is erg klein en daardoor blijft het potentiaalverschil stabiel. Als u een pH-meter uit het water haalt en terugplaatst in dezelfde of een andere vloeistof, kan er telkens een verandering van enkele millivolts ontstaan. Helaas hebben deze afwijkingen vaak de neiging om dezelfde kant op te gaan (potentiaaldrift), met een structurele afwijking in het meetresultaat tot gevolg. Idealiter zou u daarom een pH-meter voor elke nieuwe meting moeten ijken met een standaardvloeistof. Is dit uit praktische overwegingen niet mogelijk, dan moet u de meter in elk geval minimaal meerdere keren per dag kalibreren.

Levensduur

De poreuze plug van de referentie-elektrode bepaalt in hoge mate de levensduur van een pH-meter, omdat de kaliumchlorideoplossing door deze plug langzaam uit het instrument verdwijnt. Een pH-meter gaat daardoor ongeveer een jaar mee.

Modulaire meetinstrumenten

De referentie-elektrode van een pH-meter kunt u ook gebruiken als referentie-elektrode van andere ISE's om bijvoorbeeld ammonium of stikstofoxideconcentraties te meten. Er zijn modulaire meetinstrumenten op de markt, waarbij u op één referentie-elektrode meerdere ISE's kunt schakelen. Bij andere pH-meters is de referentie-elektrode ondergebracht in dezelfde sonde als de glaselektrode.

pH-sensor