Hoofdstuk 7
Paragraaf 1: Zure en basische oplossingen
Zure deeltjes: Kan een H⁺-ion afstaan. pH < 7
* Worden gebruikt om bv. kalkaanslag te verwijderen en in frisdrank gestopt.
Algemene vergelijking: HZ + H2O →Z- + H3O+
Basische deeltjes: Kan een H+-ion opnemen. pH > 7
* Wordt gebruikt om een gootsteen te ontstoppen of vettig vuil te verwijderen.
Algemene vergelijking: B- + H2O → HB + OH-
Neutrale oplossingen: pH = 7
H2O + H2O ⇔ OH- + H3O+
Omdat water zowel een zuur als een base is, geldt de waterconstante:
Kw = [H3O+][OH-]
* Zuiver water bij 298 K →1,0 ⋅ 10-7 mol/L
Afwijkende significantie regels! Twee significante cijfers = pH op 2 decimalen
pH-waarde: Maat voor concentratie H3O+-ionen of H+-ionen in een oplossing
pOH-waarde: Maat voor concentratie OH--ionen in een oplossing.
Indicatoren (52A) kunnen ook de pH-waarden aangeven. Te veel indicator toevoegen, kan
de pH beïnvloeden. Denk hierbij aan indicatorpapier.
Wil je de pH op decimalen nauwkeurig bepalen, dan gebruik je een pH-meter.
Paragraaf 2: Sterk en zwak
Sterk zuur: Reageert volledig (alle deeltjes geven H+-ionen af). Dit geeft een aflopende
reactie.
- Anders gezegd splitsen zwakke zuren met oplossen in water volledig in ionen.
Sterke base: Reageert volledig (alle deeltjes nemen H+-ionen op). Dit geeft een aflopende
reactie.
Sterke zuren, linksboven in tabel 49. Sterke basen,
rechtsonder in tabel 49.
, Niet als zuren beschouwd, rechtsonder in tabel 49. Niet als basen beschouwd, linksboven in
tabel 49.
Alles ertussen is zwak
Zwakke zuren: Reageren niet volledig (niet alle deeltjes geven H+-ionen af),
evenwichtsreactie. Vormt een geconjugeerde base (of ook wel zuurrestion).
- Anders gezegd splitsen zwakke zuren met oplossen in water niet volledig in ionen.
* Zo geeft de base van de oplossing ook een geconjugeerd zuur. (zuur-basekoppels)
Zwakke base: Reageren niet volledig (niet alle deeltjes nemen H+-ionen op),
evenwichtsreactie. Vormt een geconjugeerd zuur.
* Zo geeft het zuur van de oplossing ook een geconjugeerde base.
Je kunt een evenwichtsreactie opstellen van een reactie met een zwak zuur (Kz) of base
(Kb).
Ook hier zet je rechts van de pijl boven en links van de pijl onder, zet je het coëfficiënt als
macht en vaste stoffen er niet in.
H2O zet je er nooit in.
Hoge K waarde, evenwicht rechts → K>>1
Lage K waarde, evenwicht links → K<<10 -14
* Hogere K waarde, sterker (zwak) zuur, evenwicht aan kant H3O+
Kz ⋅ Kb = Kw
En Kw is 1,0 ⋅ 10-14 bij T = 293 K
Paragraaf 3: Bijzondere zuren en basen
Zouten kunnen zure of basische ionen bevatten, daarom kijk je bij een reactievergelijking
opstellen eerst of een zout sterke of zwakke ionen bevat die kunnen reageren.
Oplossing ammoniumchloride geeft:
NH4+(aq) + H2O(l) ⇔ H3O+(aq) + NH3 (aq)
Vast calciumoxide geeft:
CaO(s) + H2O ⇔ Ca2+ + 2 OH-
Er zijn gehydrateerde metaalionen die een zwakke zuren vormen. Zoals, Fe(H2O)63+,
Cr(H2O)63+, Al(H2O)63+, Fe(H2O)62+, Pb(H2O)n2+, Cu(H2O)62+, Zn(H2O)62+.
Wanneer zuren of basen meer dan één H+-ion kunnen afstaan of opnemen (binnen één
molecuul), noemen we dit meerwaardige zuren of basen.
Hierin hebben we tweewaardige zuren, meerwaardige zuren, enz..
* Dit mag je dus in verschillende vergelijkingen opschrijven.
Voorbeelden meerwaardige zuren: H2SO4 (zwavelzuur), H2C2O4 (oxaalzuur), H3PO4
(fosforzuur).
Voorbeeld meerwaardige base: S2- (sulfide-ion).
Je kunt ook te maken hebben met een instabiel zuur. Deze splitst op in contact met water.
Voorbeelden uit tabel 49: H2SO3 → H2O + SO2 en H2CO3 → H2O + CO2
* H2CO3: Als er meer CO2, wordt gevormd dan kan worden opgenomen, ontsnapt er CO2.
De oplossing gaat dan bruisen.
Amfolyten kunnen zich zowel als zuur en base voordoen.
Voorbeelden: HCO3- (waterstofcarbonaat), HSO4-, HPO42-, H2PO4-, H2O, OH-
Paragraaf 1: Zure en basische oplossingen
Zure deeltjes: Kan een H⁺-ion afstaan. pH < 7
* Worden gebruikt om bv. kalkaanslag te verwijderen en in frisdrank gestopt.
Algemene vergelijking: HZ + H2O →Z- + H3O+
Basische deeltjes: Kan een H+-ion opnemen. pH > 7
* Wordt gebruikt om een gootsteen te ontstoppen of vettig vuil te verwijderen.
Algemene vergelijking: B- + H2O → HB + OH-
Neutrale oplossingen: pH = 7
H2O + H2O ⇔ OH- + H3O+
Omdat water zowel een zuur als een base is, geldt de waterconstante:
Kw = [H3O+][OH-]
* Zuiver water bij 298 K →1,0 ⋅ 10-7 mol/L
Afwijkende significantie regels! Twee significante cijfers = pH op 2 decimalen
pH-waarde: Maat voor concentratie H3O+-ionen of H+-ionen in een oplossing
pOH-waarde: Maat voor concentratie OH--ionen in een oplossing.
Indicatoren (52A) kunnen ook de pH-waarden aangeven. Te veel indicator toevoegen, kan
de pH beïnvloeden. Denk hierbij aan indicatorpapier.
Wil je de pH op decimalen nauwkeurig bepalen, dan gebruik je een pH-meter.
Paragraaf 2: Sterk en zwak
Sterk zuur: Reageert volledig (alle deeltjes geven H+-ionen af). Dit geeft een aflopende
reactie.
- Anders gezegd splitsen zwakke zuren met oplossen in water volledig in ionen.
Sterke base: Reageert volledig (alle deeltjes nemen H+-ionen op). Dit geeft een aflopende
reactie.
Sterke zuren, linksboven in tabel 49. Sterke basen,
rechtsonder in tabel 49.
, Niet als zuren beschouwd, rechtsonder in tabel 49. Niet als basen beschouwd, linksboven in
tabel 49.
Alles ertussen is zwak
Zwakke zuren: Reageren niet volledig (niet alle deeltjes geven H+-ionen af),
evenwichtsreactie. Vormt een geconjugeerde base (of ook wel zuurrestion).
- Anders gezegd splitsen zwakke zuren met oplossen in water niet volledig in ionen.
* Zo geeft de base van de oplossing ook een geconjugeerd zuur. (zuur-basekoppels)
Zwakke base: Reageren niet volledig (niet alle deeltjes nemen H+-ionen op),
evenwichtsreactie. Vormt een geconjugeerd zuur.
* Zo geeft het zuur van de oplossing ook een geconjugeerde base.
Je kunt een evenwichtsreactie opstellen van een reactie met een zwak zuur (Kz) of base
(Kb).
Ook hier zet je rechts van de pijl boven en links van de pijl onder, zet je het coëfficiënt als
macht en vaste stoffen er niet in.
H2O zet je er nooit in.
Hoge K waarde, evenwicht rechts → K>>1
Lage K waarde, evenwicht links → K<<10 -14
* Hogere K waarde, sterker (zwak) zuur, evenwicht aan kant H3O+
Kz ⋅ Kb = Kw
En Kw is 1,0 ⋅ 10-14 bij T = 293 K
Paragraaf 3: Bijzondere zuren en basen
Zouten kunnen zure of basische ionen bevatten, daarom kijk je bij een reactievergelijking
opstellen eerst of een zout sterke of zwakke ionen bevat die kunnen reageren.
Oplossing ammoniumchloride geeft:
NH4+(aq) + H2O(l) ⇔ H3O+(aq) + NH3 (aq)
Vast calciumoxide geeft:
CaO(s) + H2O ⇔ Ca2+ + 2 OH-
Er zijn gehydrateerde metaalionen die een zwakke zuren vormen. Zoals, Fe(H2O)63+,
Cr(H2O)63+, Al(H2O)63+, Fe(H2O)62+, Pb(H2O)n2+, Cu(H2O)62+, Zn(H2O)62+.
Wanneer zuren of basen meer dan één H+-ion kunnen afstaan of opnemen (binnen één
molecuul), noemen we dit meerwaardige zuren of basen.
Hierin hebben we tweewaardige zuren, meerwaardige zuren, enz..
* Dit mag je dus in verschillende vergelijkingen opschrijven.
Voorbeelden meerwaardige zuren: H2SO4 (zwavelzuur), H2C2O4 (oxaalzuur), H3PO4
(fosforzuur).
Voorbeeld meerwaardige base: S2- (sulfide-ion).
Je kunt ook te maken hebben met een instabiel zuur. Deze splitst op in contact met water.
Voorbeelden uit tabel 49: H2SO3 → H2O + SO2 en H2CO3 → H2O + CO2
* H2CO3: Als er meer CO2, wordt gevormd dan kan worden opgenomen, ontsnapt er CO2.
De oplossing gaat dan bruisen.
Amfolyten kunnen zich zowel als zuur en base voordoen.
Voorbeelden: HCO3- (waterstofcarbonaat), HSO4-, HPO42-, H2PO4-, H2O, OH-
