17.1: Amfolyten
Sterk zuur: splitst in water volledig in ionen → aflopende reactie
Zwak zuur: splitst in water gedeeltelijk in ionen → evenwichtsreactie
Sterke base: reageert aflopend met water
Zwakke base: evenwichtsreactie met water
Hoe groter de Kz of Kb, hoe sterker de zuur of base
Wanneer een zuur en base met elkaar reageren, draagt het zuur een H+ over aan de base:
Deeltjes die als zuur en als base kunnen reageren heten amfolyten → bevat een PO4
Als een amfolyt in water komt zullen er twee evenwichten optreden:
De Kz is groter dan de Kb → er wordt meer H3O+ gevormd dan OH- → de amfolyt gedraagt zich als zuur
(pH < 7)
Aminozuren bestaan uit dubbel ionen = ionen die zijn ontstaan door de reactie
van carbonzuurgroepen met aminogroepen van het aminozuur, waarbij een
deeltje ontstaat met een positieve lading op het N-atoom en een negatieve
lading bij het zuurrest → alle aminozuren zijn amfolyten
Alle aminozuren zijn vaste stoffen met een relatief hoog smeltpunt, omdat de
hierboven genoemde ladingen zorgen voor extra aantrekkingskrachten tussen
de moleculen (naast de vanderwaalsbindingen en waterstofbruggen)
, 17.2: Buffers
Buffer = mengsel van zuur en base die de pH van het bloed constant houdt
Bij een gewone oplossing zonder buffer zal de pH sterk veranderen als er een (kleine) hoeveelheid zuur
of buffer aan wordt toegevoegd
Bij een oplossing met buffer (bijvoorbeeld H2PO4⁻ en HPO4²⁻ ionen) verandert de pH vrijwel niet
Ook bij verdunnen zal de pH constant blijven
Bufferoplossing = wanneer een oplossing in staat is om schommelingen in de pH door zuur, base en
verdunnen tegen te gaan
H2PO4⁻ is sterker als zuur (Kz > Kb) en HPO4²⁻ is sterker als base (Kb > Kz) → geconjugeerd zuur-basepaar
H2PO4⁻ reageert aflopend met H3O⁺ en HPO4²⁻ reageert aflopend met OH⁻ → heel goed in
staat om sterke schommelingen in pH te voorkomen
Er ontstaan geen extra H3O⁺- of OH⁻-ionen omdat het aflopend reageert → de pH verandert niet
Er moet wel voldoende zuur en base aanwezig zijn om schommelingen in pH goed op te kunnen vangen
Ideale concentratieverhouding 1 : 1 → maximaal buffer vermogen
In de praktijk wordt een mengsel nog een buffer genoemd als de verhouding tussen 1 : 10 en 10 : 1 ligt
Wanneer de concentratie zwakke zuur (HZ) gelijk is aan zijn geconjugeerde base (Z⁻), geldt deze
evenwichtsvoorwaarde:
Omdat [HZ] = [Z⁻], dus valt weg uit de breuk
-log Kz = -log [H3O⁺] → pKz = pH (geldt bij concentratieverhouding van 1 : 1)
Voorbeeld: pKz HClO = 7,40 → bij concentratieverhouding 1 : 1 met de geconjugeerde base ClO⁻ is de
ideale pH voor de buffer 7,40
Doordat de concentratieverhouding van een buffer tussen de 1 : 10 en 10 : 1 kan liggen, kan de pH tot
1,0 afwijken van de pKz
Als de pH van een buffer bekend is kun je mbv de evenwichtsvoorwaarde bepalen in welke verhouding
het zuur en zijn geconjugeerde base aanwezig is
Sterk zuur: splitst in water volledig in ionen → aflopende reactie
Zwak zuur: splitst in water gedeeltelijk in ionen → evenwichtsreactie
Sterke base: reageert aflopend met water
Zwakke base: evenwichtsreactie met water
Hoe groter de Kz of Kb, hoe sterker de zuur of base
Wanneer een zuur en base met elkaar reageren, draagt het zuur een H+ over aan de base:
Deeltjes die als zuur en als base kunnen reageren heten amfolyten → bevat een PO4
Als een amfolyt in water komt zullen er twee evenwichten optreden:
De Kz is groter dan de Kb → er wordt meer H3O+ gevormd dan OH- → de amfolyt gedraagt zich als zuur
(pH < 7)
Aminozuren bestaan uit dubbel ionen = ionen die zijn ontstaan door de reactie
van carbonzuurgroepen met aminogroepen van het aminozuur, waarbij een
deeltje ontstaat met een positieve lading op het N-atoom en een negatieve
lading bij het zuurrest → alle aminozuren zijn amfolyten
Alle aminozuren zijn vaste stoffen met een relatief hoog smeltpunt, omdat de
hierboven genoemde ladingen zorgen voor extra aantrekkingskrachten tussen
de moleculen (naast de vanderwaalsbindingen en waterstofbruggen)
, 17.2: Buffers
Buffer = mengsel van zuur en base die de pH van het bloed constant houdt
Bij een gewone oplossing zonder buffer zal de pH sterk veranderen als er een (kleine) hoeveelheid zuur
of buffer aan wordt toegevoegd
Bij een oplossing met buffer (bijvoorbeeld H2PO4⁻ en HPO4²⁻ ionen) verandert de pH vrijwel niet
Ook bij verdunnen zal de pH constant blijven
Bufferoplossing = wanneer een oplossing in staat is om schommelingen in de pH door zuur, base en
verdunnen tegen te gaan
H2PO4⁻ is sterker als zuur (Kz > Kb) en HPO4²⁻ is sterker als base (Kb > Kz) → geconjugeerd zuur-basepaar
H2PO4⁻ reageert aflopend met H3O⁺ en HPO4²⁻ reageert aflopend met OH⁻ → heel goed in
staat om sterke schommelingen in pH te voorkomen
Er ontstaan geen extra H3O⁺- of OH⁻-ionen omdat het aflopend reageert → de pH verandert niet
Er moet wel voldoende zuur en base aanwezig zijn om schommelingen in pH goed op te kunnen vangen
Ideale concentratieverhouding 1 : 1 → maximaal buffer vermogen
In de praktijk wordt een mengsel nog een buffer genoemd als de verhouding tussen 1 : 10 en 10 : 1 ligt
Wanneer de concentratie zwakke zuur (HZ) gelijk is aan zijn geconjugeerde base (Z⁻), geldt deze
evenwichtsvoorwaarde:
Omdat [HZ] = [Z⁻], dus valt weg uit de breuk
-log Kz = -log [H3O⁺] → pKz = pH (geldt bij concentratieverhouding van 1 : 1)
Voorbeeld: pKz HClO = 7,40 → bij concentratieverhouding 1 : 1 met de geconjugeerde base ClO⁻ is de
ideale pH voor de buffer 7,40
Doordat de concentratieverhouding van een buffer tussen de 1 : 10 en 10 : 1 kan liggen, kan de pH tot
1,0 afwijken van de pKz
Als de pH van een buffer bekend is kun je mbv de evenwichtsvoorwaarde bepalen in welke verhouding
het zuur en zijn geconjugeerde base aanwezig is
