Hoofdstuk 7 “Zuren en Basen”
7.1 Zure en basische oplossingen
Zure oplossingen
De zure smaak en eigenschappen van zure oplossingen in water worden op microniveau veroorzaakt
door de aanwezigheid van H3O+ ionen, ook wel oxoniumionen genoemd. Hoe meer H3O+ ionen, hoe
zuurder de oplossing. H3O+ ionen ontstaan door de reactie van zuur met water. Een zuur is een
deeltje dat een H+ ion (proton) kan afstaan, wanneer een zuur oplost in water zal dus het H+ ion
worden afgegeven aan het water en ontstaat H3O+. Wanneer zuur met water heeft gereageerd, blijft
er een zuurrest ion over. De algemene reactievergelijking van een zuur HZ met water is:
HZ (aq) + H2O (l) Z- (aq) + H3O+ (aq)
H+
In elke zure oplossing zitten H3O+ ionen. De meeste zuren zijn MS, soms is een zuur een ion.
Basische oplossingen
Een base is een deeltje dat een H+ ion kan opnemen. Als een base wordt opgelost in water, zal het
basische deeltje een H+ ion van een watermolecuul opnemen, waardoor er een hydroxide-ion, OH-,
ontstaat. De algemene reactievergelijking van een base, B- (aq), met water is:
B- (aq) + H2O (l) HB (aq) + OH- (aq)
H+
In elke base bevinden zich OH- ionen. Vaak zijn basen negatieve ionen, maar soms een moleculaire
stof zoals ammoniak. (Tabel 2 leren).
Het waterevenwicht
Watermoleculen kunnen zowel een H+ ion opnemen als afstaan. Watermoleculen zijn zowel een zuur
als een base. Dat betekent dat twee watermoleculen met elkaar kunnen reageren:
H2O (l) + H2O (l) ⇄ OH- (aq) + H3O+ (aq)
H+
In de evenwichtsvoorwaarde staan alleen opgeloste of gasvormige stoffen, dus de
evenwichtsvoorwaarde voor dit evenwicht: Kw = [H3O+][OH-]. Deze evenwichtsconstante van het
waterevenwicht wordt de waterconstante, Kw, genoemd. Uit het waterevenwicht volgt dat in zuiver
water bij 298 K geldt: [H3O+] = [OH-] = √ 1,0∗10−14 = 1,0*10^-7 mol L.
pH-waarde en pOH-waarde
De pH-waarde is een maat voor de concentratie H3O+ ionen in een oplossing. Het verband tussen
[H3O+] en de pH ziet er als volgt uit: pH = -log[H3O+], dus [H3O+] = 10^-pH. Omdat de pH-schaal
een logaritmische schaal is, stijgt de [H3O+] met een factor 10 bij elke eenheid die de pH daalt.
Analoog aan de pH-waarde bestaat ook de pOH-waarde, die kan worden gebruikt om de sterkte van
een basische oplossing uit te drukken. De pOH kan op dezelfde manier als de pH worden berekend.
pOH = -log[OH-], dus [OH-] = 10^-pOH
Het verband tussen de pH en de pOH
Uit het waterevenwicht volgt dat de [H3O+] en [OH-] afhankelijk van elkaar zijn, omdat het product
van de concentraties gelijk is aan de waterconstante Kw. Je kunt het schrijven als:
pKw = pH + pOH = 14,00 of kortweg pH + pOH = 14,00 bij T = 298 K.
Er bestaat een groot aantal stoffen die bij verschillende pH-waarden een andere kleur hebben,
indicatoren. De zuur-base indicatoren zijn zelf ook zuren en basen en reageren op een pH-
verandering door H+ ionen op te nemen of af te staan. Ze veranderen daarbij van kleur. Als er teveel
7.1 Zure en basische oplossingen
Zure oplossingen
De zure smaak en eigenschappen van zure oplossingen in water worden op microniveau veroorzaakt
door de aanwezigheid van H3O+ ionen, ook wel oxoniumionen genoemd. Hoe meer H3O+ ionen, hoe
zuurder de oplossing. H3O+ ionen ontstaan door de reactie van zuur met water. Een zuur is een
deeltje dat een H+ ion (proton) kan afstaan, wanneer een zuur oplost in water zal dus het H+ ion
worden afgegeven aan het water en ontstaat H3O+. Wanneer zuur met water heeft gereageerd, blijft
er een zuurrest ion over. De algemene reactievergelijking van een zuur HZ met water is:
HZ (aq) + H2O (l) Z- (aq) + H3O+ (aq)
H+
In elke zure oplossing zitten H3O+ ionen. De meeste zuren zijn MS, soms is een zuur een ion.
Basische oplossingen
Een base is een deeltje dat een H+ ion kan opnemen. Als een base wordt opgelost in water, zal het
basische deeltje een H+ ion van een watermolecuul opnemen, waardoor er een hydroxide-ion, OH-,
ontstaat. De algemene reactievergelijking van een base, B- (aq), met water is:
B- (aq) + H2O (l) HB (aq) + OH- (aq)
H+
In elke base bevinden zich OH- ionen. Vaak zijn basen negatieve ionen, maar soms een moleculaire
stof zoals ammoniak. (Tabel 2 leren).
Het waterevenwicht
Watermoleculen kunnen zowel een H+ ion opnemen als afstaan. Watermoleculen zijn zowel een zuur
als een base. Dat betekent dat twee watermoleculen met elkaar kunnen reageren:
H2O (l) + H2O (l) ⇄ OH- (aq) + H3O+ (aq)
H+
In de evenwichtsvoorwaarde staan alleen opgeloste of gasvormige stoffen, dus de
evenwichtsvoorwaarde voor dit evenwicht: Kw = [H3O+][OH-]. Deze evenwichtsconstante van het
waterevenwicht wordt de waterconstante, Kw, genoemd. Uit het waterevenwicht volgt dat in zuiver
water bij 298 K geldt: [H3O+] = [OH-] = √ 1,0∗10−14 = 1,0*10^-7 mol L.
pH-waarde en pOH-waarde
De pH-waarde is een maat voor de concentratie H3O+ ionen in een oplossing. Het verband tussen
[H3O+] en de pH ziet er als volgt uit: pH = -log[H3O+], dus [H3O+] = 10^-pH. Omdat de pH-schaal
een logaritmische schaal is, stijgt de [H3O+] met een factor 10 bij elke eenheid die de pH daalt.
Analoog aan de pH-waarde bestaat ook de pOH-waarde, die kan worden gebruikt om de sterkte van
een basische oplossing uit te drukken. De pOH kan op dezelfde manier als de pH worden berekend.
pOH = -log[OH-], dus [OH-] = 10^-pOH
Het verband tussen de pH en de pOH
Uit het waterevenwicht volgt dat de [H3O+] en [OH-] afhankelijk van elkaar zijn, omdat het product
van de concentraties gelijk is aan de waterconstante Kw. Je kunt het schrijven als:
pKw = pH + pOH = 14,00 of kortweg pH + pOH = 14,00 bij T = 298 K.
Er bestaat een groot aantal stoffen die bij verschillende pH-waarden een andere kleur hebben,
indicatoren. De zuur-base indicatoren zijn zelf ook zuren en basen en reageren op een pH-
verandering door H+ ionen op te nemen of af te staan. Ze veranderen daarbij van kleur. Als er teveel
