Samenvatting en aantekeningen van hoofdstuk 8 en 9 scheikunde havo 5

Paragraaf 8.1: Basen in water
Eigenschappen van basische oplossingen
Basische oplossingen hebben met zure oplossingen gemeen dat ze elektrische stroom
geleiden. De stroomgeleiding van basen kan op microniveau verklaard worden door de
aanwezigheid van OH- -ionen. basen nemen een H+-ion op in water, terwijl zuren juist en
H+-ion afstaan in water.
- NH3 (aq) + H2O (l)  NH4+ (aq) + OH- (aq)

Soorten basen
De meeste basen zijn zouten, het negatieve ion neemt dan een H+-ion op.
- NaOH (s)  Na+ (aq) + OH- (aq)

Als het waterstofcarbonaat in water komt, verloopt na de vorming van het hydroxide-ion
nog een tweede reactie:
- HCO3- (aq) + H2O (l)  Ca2+ (aq) + 2 OH- (aq)
Gevolgd door
H2CO3 (aq)  H2O (l) + CO2 (g)

Deze tweede reactie kan ook naar links verlopen. Als je een gasstroom die CO 2 bevat door
water laat gaan, wordt het CO2 uit de gasstroom geëxtraheerd en er ontstaat een zure
oplossing. In plaats van extraheren wordt dit bij gassen vaak wassen genoemd.

Formules:
Oplossing Triviale Naam: Formule:
van: naam: Hydroxide-ion OH-
NaOH Natronloog Oxide-ion O2-
KOH Kaliloog Carbonaat ion CO32-
Ca(OH)2 Kalkwater Waterstofcarbonaat- HCO3-
Ba(OH)2 Barietwater ion
Ammoniak NH3

,Aantekeningen paragraaf 8.1
Zuren/zure oplossingen:
- pH < 7
- gemeenschappelijk deeltje: H+
- sterke zure oplossing: H+ (aq) + X- (aq)
- pH = -log[H+]
- [H+] = 10-pH

Basen:
- pH > 7
- ammoniak = NH3  moleculaire stof
- hydroxide ion = OH-  ionen
- oxide ion = O2-  ionen
- carbonaat ion = CO32-  ionen
- waterstofcarbonaat ion = HCO3-  ionen
- base oplossen in water  basische oplossing
- basen reageren met zure deeltjes
- gemeenschappelijk deeltje: OH-
- alle ban reageren met H+
- base neemt 1 of meerdere H+-ionen op (opname is een reactie: zuur/base reactie)

, Paragraaf 8.2: pH berekenen van basen
De pOH en de pH
Net als bij zuren kun je de pH van basen berekenen. Het verband tussen de pH en de [H+] van
zure oplossingen is:
- pH = -log[H+]
- [H+] = 10-pH

In basische oplossingen komen OH- -ionen voor. De mate waarin een oplossing basisch is,
kun je op dezelfde manier aangeven als bij zure oplossingen, maar nu gebruik je de pOH in
plaats van de pH. Het verband tussen de [OH-] en de pOH is als volg:
- pOH = -log[OH-]
- [OH-] = 10-pOH

Hoe hoger de concentratie van de OH- -ionen, hoe basischer de oplossing en hoe lager de
pOH. De sterkte van een basische oplossing wordt echter meestal niet uitgedrukt met de
pOH, maar ook met de pH:
- pH + pOH = 14,00

berekening pH van een oplossing met bekende [OH -]
Hier wat voorbeelden van rekenen met pH en pOH:
- De [OH-] in kaliloog is 0,23 mol L-1. Bereken de pH van de kaliloog
De [OH-] van de oplossing is bekend. Je kunt dus de pOH in de oplossing berekenen:
pOH = -log[OH-]  pOH = -log(0,23) = 0,64

Om de pH van de oplossing te berekenen gebruik je het verband tussen pH en pOH:
pH + pOH = 14,00  pH = 14,00 – 0,64 = 12,26
De pH van de kaliloog is dus 13,36

- Je lost 3,6 g BaO op in 0,50 L water. Bereken de pH
Je wilt de pH weten. Dan moet je eerd de [OH-] berkenen. De OH- -ionen ontstaan door deze
reactie:
BaO (s) + H2O  Ba2+ (aq) + 2 OH- (aq)

De molaire massa van BaO = 153,33 g mol-1
Er lost dus op: 3,6 : 153,33 = 0,0235 mol baO
Daaruit ontstaat 2 x 0,0235 = 0,0460 mol OH- -ionen
In een 0,50 L is de [OH-] dus 0,0470 : 0,50 = 0,094 mol L-1

pOH = -log[OH-]
pOH = -log 0,094 = 1,03
pH = 14,00 – pOH = 14,00 – 1,03 = 12,97
pH = 12,97
De concentratie is in twee significante cijfers, de pH heeft dus twee decimalen.