samenvatting scheikunde hfdst 17 chemie overal vwo 6

SAMENVATTING SCHEIKUNDE HOOFDSTUK 17
§17.1: Amfolyten
Een sterk zuur splitst in water volledig in ionen en is een aflopende reactie. Een
zwak zuur splitst in water gedeeltelijk in ionen en is daarom een evenwichtsreactie.
Een sterke base reageert aflopend met water en bij een zwakke base met water
treedt een evenwichtsreactie op. Hoe groter de evenwichtsconstante (Kz en Kb), des
te sterker is het zuur of de base. Behalve deeltjes die als zuur of als base reageren,
ken je ook deeltjes die als zuur én als base kunnen reageren. Dit soort deeltje heet
een amfolyt. Als een amfolyt in aanraking komt met een zure oplossing, zal het als
een base reageren.
H2PO4- (aq) + H3O+ (aq)  H2O (l) + H3PO4 (aq)
Komt het amfolyt in aanraking met een basische oplossing, dan zal het juist als een
zuur reageren.
H2PO4- (aq) + OH- (aq)  H2O (l) + HPO42- (aq)
Op dezelfde manier kan HPO42- reageren met een zuur en een base:
HPO42- (aq) + H3O+ (aq)  H2O (l) + H2PO4- (aq)
HPO42- (aq) + OH- (aq)  H2O (l) + PO43- (aq)

Een amfolyt gedraagt zich in water als een zuur als geldt Kz > Kb. Er is dus meer
H3O+ gevormd dan OH- en zal de pH lager dan 7 zijn. Een amfolyt gedraagt zich als
een base als geldt Kb > Kz. Aminozuren bestaan uit dubbelionen. Deze ionen zijn
ontstaan door de reactie van carbonzuren met aminogroepen van het aminozuur,
waarbij een deeltje ontstaat met een positieve lading op het N-atoom en een
negatieve lading bij de zuurrest. Alle aminozuren zijn daardoor amfolyten. De
ladingen zorgen voor een extra aantrekkingskracht tussen de moleculen, naast
vanderwaalsbindingen en waterstofbruggen. Hierdoor zijn alle aminozuren vast
stoffen met een relatief hoog smeltpunt (> 200C).

§17.2: Buffers
Een buffer is een oplossing waarvan de pH maar weinig verandert bij toevoeging
van een kleine hoeveelheid zuur of base of bij verdunning. De pH van een oplossing
is afhankelijk van de [H3O+] en de [OH-]. Toevoegen van een (kleine) hoeveelheid
zuur of base aan een gewone oplossing, die geen buffer bevat, zal zorgen voor een
flinke verandering in de pH. Ook als je een oplossing van een zuur of base in water
gaat verdunnen, zal de pH veranderen en meer naar pH = 7 gaan.

Als de concentratie van het zwakke zuur [HZ] en zijn geconjugeerde base [Z-] gelijk
is, dan geldt voor de evenwichtsvoorwaarde hiervan:
K z=¿ ¿
want [Z-] en [HZ] zijn gelijk aan elkaar en vallen dus weg uit de concentratiebreuk.
Als je aan beide kanten van de vergelijking de negatieve logaritme neemt, dan
staat er:
– log Kz = – log [H3O+]
– log Kz heet ook wel pKz en – log [H3O+] is gelijk aan pH. Voor een buffer waarin het
zuur en zijn geconjugeerde base 1 : 1 zijn gemengd, geldt dus pKz = pH. Als je een
buffer van een bepaalde pH nodig hebt, zoek je de pKz van een zuur-basekoppel op
die gelijk is of dicht in de buurt komt van de gewenste pH. Omdat de verhouding
voor de deeltjes in een goede buffer tussen de 1 : 10 en 10 : 1 mag liggen, kan de
pH van een buffer tot 1,0 afwijken van de pKz. Als de pH van een buffermengsel
bekend is, kun je met de evenwichtsvoorwaarde ook berekenen in welke
verhouding het zuur en zijn geconjugeerde base in de bufferoplossing aanwezig zijn.