-
.
-
We weten dat als we water met rust laten zoals het is...
-
dat het in evenwicht is met
-
de zelfgeioniseerde versie van zichzelf.
-
Dus een beetje van dit zal veranderen in waterstof ionen,
-
en we weten dat het eigenlijk de vorm van een hydronium aanneemt.
-
Dat deze zich aan een ander watermolecuul vastbindt.
-
En het kan dus H3O zijn, maar we schrijven het gewoon
-
als een waterstof ion.
-
Dit is dus eigenlijk een vrij drijvend proton.
-
Plus nog een hydroxide ion
-
En we weten ook dat dit een evenwichtsstaat is bij
-
25 graden Celsius.
-
En onthoud, evenwichtconstantes en evenwichtsreacties
-
zijn alleen afhankelijk van de temperatuur.
-
Niets van iets anders.
-
Voor een gegeven molecuul, natuurlijk.
-
Dus het is 25 graden Celsius.
-
En we weten ook dat, dit hebben we twee video's geleden ook al gedaan,
-
de evenwichtsconstante gelijk is aan
-
de concentratie van de producten gedeeld door de concentratie
-
van de reactanten.
-
Maar het reactant in dit geval is gewoon water.
-
Dat is dus eigenlijk het oplosmiddel.
-
En het reactant is dus overal.
-
Dus als je terug gaat naar intuitie voorbeeld,
-
de kans om het te vinden is gelijk aan 1.
-
Dus het is gewoon altijd aanwezig, dus je rekent het niet mee.
-
Dus je kan gewoon zeggen gedeeld door 1 en dit is
-
gelijk aan de evenwichtsconstante van water.
-
We hebben geleerd dat die gelijk is aan 10 tot de macht min 14.
-
Omdat water vanuit zichzelf een waterstof concentratie heeft
-
van 10 tot de macht min 7 en een hydroxide concentratie
-
van 10 tot de macht min 7.
-
Dus als je de log van alles neemt...
-
Neem de pKw...
-
Wat was dat?
-
Als je de letter p voor zoiets zet, betekent het
-
dat je de negatieve log van hetzelfde neemt.
-
Dus de negatieve log van 10 tot de macht min 14: de log met grondtal tien
-
van tien tot de macht min 14 is gelijk aan min 14.
-
Dus de negatieve log is 14.
-
Dus de pKw is 14 en dat is gelijk aan: als ik de negatieve log neem
-
van deze rechterkant hier...
-
Dit is dus de eigenschap van een logaritme.
-
Dit is meer wiskunde dan scheikunde.
-
Dus de log van H+ keer OH, de hydroxide concentratie.
-
Dat is hetzelfde, gebruik gewoon de logaritmische eigenschappen.
-
Dat is hetzelfde als de negatieve log van H+ plus
-
de negatieve log van OH min.
-
En wat is dit?
-
Nou, dit is dus de pH, wat gelijk is aan
-
de negatieve log.
-
Dit is 10 tot de macht min 7, toch?
-
10 tot de macht min 7.
-
De log van dat is min 7.
-
Je hebt nog de min ervoor staan.
-
Dus de pH is gelijk aan min 7.
-
En wat is dit?
-
Deze hier?
-
Dit is onze pOH.
-
de negatieve log van de hydroxide concentratie.
-
En natuurlijk, die was ook 10 tot de macht min 7.
-
En dus is onze pOH gelijk aan de log daarvan, dat is min 7.
-
En weer met een min ervoor.
-
Dit is gelijk aan 7.
-
Dus krijg je hier deze formule van de pKw,
-
ofwel de negatieve log van de evenwichtsconstante van water,
-
pKw is gelijk aan de pH van water plus de pOH van water.
-
En dit, bij 25 graden Celsius, is het element
-
wat constant zal blijven want nu gaan we beginnen
-
dit door elkaar te gooien door zuur en base
-
in het water te doen.
-
Dit getal zal altijd 14 zijn bij 25 graden Celsius.
-
Onthoud: zolang je de temperatuur constant houd
-
en je niet teveel verandert aan het molecuul zelf,
-
blijft je evenwichtsconstante altijd constant.
-
Daarom wordt het een constante genoemd.
-
Nu we dit gehad hebben, gaan we nu kijken
-
wat er gebeurt als ik wat zuur erbij doe. Laten we zeggen dat ik
-
zoutzuur heb.
-
.
-
Ik zal wat creatievere kleuren gebruiken.
-
Dus ik heb wat zoutzuur.
-
Dat is in een waterige oplossing.
-
We weten dat het volledig uit elkaar valt, wat betekent dat wij
-
alleen nog waterstof ionen hebben, welke natuurlijk
-
in het echt zich bindt aan een ander watermolecuul
-
en dan een hydronium wordt.
-
Plus een chloride ion, een negatief ion.
-
Hierzo
-
En laten we zeggen dat ik dit doe met 1 molair, ofwel
-
zoals men het schrijft als 1 met een hoofdletter M erbij,
-
1M zoutzuur
-
Dus wat doe ik nu precies?
-
Ik neem 1 molair zoutzuur, wat letterlijk betekent
-
dat ik 1 mol HCl per liter neem
-
van onze gehele oplossing.
-
Welke vooral bestaat uit water.
-
Het is een waterige oplossing.
-
Per liter water, toch?
-
Dus wat wordt mijn concentratie van deze dingen
-
die hier staan?
-
Of in het bijzonder, wat wordt de concentratie
-
van deze H?
-
Nu, dit is compleet uiteengevallen, toch?
-
Dus dit allemaal is geen evenwichtsreactie.
-
Onthoud dat.
-
Ik heb slechts een pijl naar rechts toe getekend.
-
Er is niet eenzelfde pijl naar links toe.
-
Dit is een sterk zoutzuur.
-
Dus als je één molair van dit in een waterige oplossing doet,
-
zul je hier niets van zien.
-
Dit is het enige wat je zult zien.
-
Dus hier heb je dan de waterstof concentratie
-
in de waterige oplossing die gelijk is aan 1 molair.
-
En er is ook 1 molair aan chloride anionen,
-
maar dat is niet belangrijk.
-
Als ik het nog neit gezegd heb: het zou leuk zijn om te berekenen
-
wat de pH van deze oplossing is.
-
Nu heb ik er zoutzuur in gegooid.
-
De pH is dus gewoon de concentratie van waterstof.
-
.
-
En we hebben de waterstofconcentratie al.
-
Die is 1 molair ofwel 1 mol per liter oplossing.
-
Dus de pH is dan gelijk aan de negatieve log
-
van onze waterstof concentratie.
-
Ook wel 1.
-
10 tot de macht wat welk getal is gelijk aan 1?
-
Nou, elk getal tot de macht 0 is gelijk aan 1,
-
inclusief 10.
-
Dus dit is gelijk aan minus 0, dat is gewoon 0.
-
Dus je pH is nul.
-
Dus als je 1 molair zoutzuur hebt,
-
en je gooit het in een waterige oplossing.
-
Wel, ik neem aan dat je zegt dat je het in een oplossing doet
-
als ik jou zeg dat het 1 molair is.
-
Dus als je een concentratie hebt van 1 mol per liter van je oplossing ,
-
waar water het oplosmiddel is, dan resulteert dat
-
in een pH van 0.
-
Een pH van 0.
-
.
-
Dus de pH van water zonder een zuur erin,
-
dat was gelijk aan 7.
-
En dat wordt beschouwd als pH neutraal.
-
Nu weten we dat als je een waterige oplossing hebt
-
met 1 molair zoutzuur, dan kunnen we zeggen, en ik zal het
-
in rood schrijven, dat de pH van HCl in water gelijk is aan nul.
-
Dus blijkbaar is de een lage pH gelijk aan meer zuur.
-
En dit hebben we al gehad in vorige video's.
-
Laten we nu dan berekenen wat de pOH van zoutzuur is.
-
De pOH van zoutzuur in een waterige oplossing.
-
Hier komt Le Chatelier's Principe weer terug, zie je?
-
Als je terug gaat naar wat we eerder hebben gezegd.
-
.
-
Dit is gewoon puur water.
-
Als we 1 molair zoutzuur hierin hebben gegooid,
-
gooien we eigenlijk een enorme hoeveelheid waterstof protonen
-
in de oplossing.
-
We maken de concentratie hiervan dus flink hoger.
-
En Le Chatelier's Principe zegt dan: dat betekent dat
-
veel van dit gebruikt wordt en dat de reactie dan
-
deze kant op zal gaan.
-
De evenwichtreactie zal die richting op gaan.
-
Maar onthoud:
-
Water vanuit zichzelf had een concentratie van 10 tot de macht min 7.
-
Wij gooien er een miljoen bij, en ik bedoel
-
één tien miljoende mol per liter.
-
Nu gooien we het erbij. Wat was het ook alweer?
-
10 tot de macht 7.
-
We gooien dus 10 miljoen keer zoveel waterstof ionen
-
in het water erbij.
-
Dus al deze hydroxide zal gebruikt worden.
-
Misschien gaat het daar naartoe.
-
En dus wordt de concentratie hiervan enorm naar beneden gehaald
-
omdat we zoveel zoutzuur erin doen.
-
En de concentratie van dit gaat omhoog omdat het slechts
-
zoveel van de hydroxide kan gebruiken.
-
En er is niet veel daarvan.
-
Er is slechts 10 tot de macht min 7 molair van dit.
-
Dus dit wordt uiteindelijk 1 molair.
-
En als dit 1 molair wordt? Omdat 10 tot de macht min 7
-
kun je eigenlijk zien als dat
-
alles wordt gebruikt met het spul hierzo.
-
Wat wordt dan uiteindelijk de concentratie van OH?
-
Nu, we weten al dat de pKw van water 14 is bij 25 graden,
-
en de pKw van water is gelijk aan de pH
-
van de oplossing plus jouw pOH.
-
Dus, de pH van zoutzuur was nul, toch?
-
We hebben 1 molair zoutzuur.
-
Dan is de pOH van 1 molair zoutzuur gelijk aan 14.
-
Dus hier is onze pOH gelijk aan 14.
-
Laten we dit nog eens doen maar dan met een base en
-
bereken wat de pH is.
-
Een sterke base.
-
En je zult zien dat het het tegenovergestelde is.
-
Dus je hebt bijvoorbeeld kaliumhydroxide.
-
Dat is een sterke base.
-
Dus het valt volledig uit elkaar in water naar kalium kationen.
-
Positief geladen ionen.
-
Plus nog hydroxide anionen.
-
Het valt volledig uit elkaar.
-
Dus het zit in een waterige oplossing, ik zal
-
het hier opschrijven.
-
.
-
Een waterige oplossing betekent gewoon dat het in water is, natuurlijk.
-
En als we 1 molair gebruiken: onthoud dat
-
de concentratie belangrijk is.
-
Je kunt gewoon zeggen:
-
zoutzuur had een pH van nul.
-
Wacht...
-
Je moet zeggen 1 molair zoutzuur
-
had een pH van nul.
-
En dat heb ik eigenlijk niet zo geschreven.
-
Ik zal het nog even schrijven.
-
1 molair.
-
.
-
En ik laat het aan jou om te bedenken wat de pH of de pOH
-
van 2 molair zoutzuur is.
-
Of van 10 molair zoutzuur.
-
Bereken maar wat daar de pH's van zijn.
-
Maar nu hebben we 1 molair van kaliumhydroxide.
-
.
-
We hebben 1 molair van dit.
-
En het valt volledig uit elkaar
-
als het in water terecht komt.
-
Dus je hebt hier niets meer van over.
-
Wat is de concentratie van OH?
-
Jouw OH concentratie zal 1 molair worden.
-
Toch?
-
Als je 1 mol per liter van dit had, dan zal je 1 mol per liter
-
van dit hebben.
-
Want dit allemaal zal oplossen in het water.
-
Dus wat is dan de pOH?
-
.
-
De pOH is gewoon de negatieve log van dit hier.
-
De log van 1 is gelijk aan 0.
-
De negatieve log van 0 is 0.
-
En dan wordt je pH in dit geval? Nu, je kan zeggen:
-
Oh, het was de waterstof concentratie.
-
Je weet niet wat de waterstof concentratie is,
-
maar je weet dat als je veel van dit erbij gooit,
-
het veel van het waterstof zal gebruiken en veel van het waterstof
-
zal dan verdwijnen.
-
Maar hoe meet je dat dan?
-
Maar dat weet je nog wel.
-
Bij 25 graden Celsius...
-
De evenwichtsconstante van water is gelijk aan
-
de pH plus de pOH.
-
Dat hebben we laten zien aan het begin van de video.
-
Dus 14 is gelijk aan jouw pH plus 0.
-
Dat was de pOH in dit geval.
-
Dus de pH is 14.
-
Dus als je 1 molair hebt, in dit geval van kaliumhydroxide,
-
1 molair van een sterke base,
-
ik schrijf het even op.
-
1 molair van een sterke base.
-
Onthoud: sterk is een officiele term binnen de scheikunde.
-
Dat betekent dat het volledig uit elkaar valt.
-
Dus je hebt een pH van 14 en een pOH van 0.
-
Als je 1 molair van een sterk zuur hebt...
-
Als iemand zegt dat hij een iets heeft met een pH van 0
-
dat hij misschien naar je wilt gooien, moet je dat afwijzen.
-
Want het zal jouw kansen...
-
In ieder geval...
-
Dus laten we zeggen dat je 1 molair sterk zuur hebt.
-
Dan is de pH nul en de pOH 14.
-
Misschien zal ik je in de volgende video iets laten zien.
-
Dit kan je misschien een indruk geven dat
-
het een absolute schaal is.
-
Dus 0 is zo zuur als je het krijgen kan en 14 is zo basisch als
-
je het krijgen kan als je de pH krijgt, maar
-
dat is niet het geval.
-
Je kunt hier eigenlijk boven gaan of
-
hier beneden gaan.
-
Dit was het toen je 1 molair van sterk zuur had.
-
En als je 2 molair van sterk zuur hebt, beter nog: als je
-
als je 10 molair had.
-
Toch?
-
Dus we hebben een waterstofconcentratie
-
van 10 molair.
-
Dus als je 10 molair van een sterk zuur hebt, dat doe je
-
in een waterige oplossing.
-
Dat is het per definitie als ik zeg molair.
-
Wat wordt dan jouw pH?
-
De pH wordt dan de negatieve log van 10.
-
De log, met grondtal 10, van 10 is gelijk aan 1.
-
10 tot de macht tot de eerste macht is 1.
-
Dus dit is gelijk aan min 1.
-
Dus de pH is dan min 1, als je 10 molair had
-
van zoutzuur of salpeterzuur of iets wat daar op lijkt.
-
Dat was het in ieder geval voor deze video.
-
Ik zie jullie bij de volgende video.
