Samenvatting chemie 2.3
Les 1 evenwichten, zuren en basen, pH, Ka en pKa, buffers en zuur-base berekeningen
Chemische reactie: veranderd de moleculaire samenstelling van reactanten.
Chemische evenwichten: Als de heen-reactie net zo snel gaat als de terug-reactie
spreken we van een dynamisch evenwicht.
Algemeen: aA(g) + bB(aq) + cC(s) D xX(g) + yY(aq) +zZ(l)
Evenwichtsconstante Kc: geeft aan in welke richting de reactie verlopen is (waar ligt het
evenwicht?), alleen gassen (g) en in water opgeloste stoffen
(aq) komen in de K. Heeft een constante waarde bij een
bepaalde temperatuur (onafhankelijk van concentraties).
Wanneer de waarde tussen 0,001 en 1000 ligt wordt de reactie
onvolledig en omkeerbaar genoemd.
Algemeen: aA + bB + … D mM + nN + …
[A] betekent evenwichtsconcentratie van A in mol/L
De evenwichtsconstante moet feitelijk in termen van chemische activiteit worden gegeven
Chemische activiteit: De effectieve concentraties daadwerkelijk beschikbaar voor
interacties en daarmee reacties tussen moleculen. Voor laag
geconcentreerde oplossingen en weinig dichte gassen is de
beschikbaarheid recht evenredig met de concentratie.
Voor zuivere vloeistoffen en vaste stoffen is de activiteit gelijk
aan 1 (staan niet in de evenwichtsconstante).
Chemische berekeningen soms met abc-formule:
,Le Châtelier’s Principle: Wanneer druk wordt toegevoegd aan een systeem in
evenwicht, verschuift het evenwicht om te druk te verlichten.
Druk: verandering in concentratie, druk, volume en temperatuur.
Temperatuurseffecten: Endotherme reactie à voorkeur bij toename temperatuur.
Exotherme reactie à voorkeur bij afname temperatuur.
Bij verhoging gaat de evenwichtsreactie dus weer terug. K is
NIET temperatuur afhankelijk.
Drukeffecten: Alleen bij gassen. Afname volume, toename druk, verschuiving
naar kan met minste aantal moleculen.
Zuren en basen
- Zuur staat proton af
- Base neemt proton op
- H+ ion komt niet in water voor, verandert meteen naar H3O+ ion (hydronium)
- Zuren kunnen 1 of meerdere H+ doneren (eerste vaak gemakkelijk daarna steeds
lastiger)
- Basen kunnen H+ accepteren
- Elektronen voor de binding komen van de base, dus feitelijk gecoördineerd covalent.
- Amfoteer: deeltjes die zowel zuur als basisch kunnen reageren (H2O)
- Zuur-base reacties à meestal evenwichten
- Sterke zuren à volledige dissociatie (opsplitsen van water in H+ en anion), hebben
een zwakke base.
- Zwakke zuren à gedeeltelijke dissociatie (opsplitsen van water in H+ en anion),
hebben een zwak zuur.
- Evenwichtsconstante voor zuren: voor zuur-dissociatie in water à Ka die wat egt
over de ‘sterkte’ van het zuur.
["#$%]['(]
Ka = ["']
bij bepaalde temperatuur
Hoe groter de Ka hoe meer H3O+ ionen hoe sterker het zuur en vice versa.
Autoprotenering in water geft ook H3O+ en OH- ionen.
Kw = [H3O+][OH-]
Kw ≪ Ka ; maar geldt voor alle waterige oplossingen!
- Interpreteren Ka waardes:
o Sterker zuren hebben Ka ≫ 1, dissociatie heeft de voorkeur.
o Zwakker zuren hebben Ka ≪ 1, dissociatie heeft niet de voorkeur.
o Donatie van elk opgevolgd proton van een polyprotonisch zuur is steeds
moeilijker, Ka waardes dalen per proton.
o Organische zuren met -COOH groep hebben Ka waardes rond 10-5.
- Sterkte van een oplossing: pH
Concentraties H3O+ in een systeem beïnvloed de reactiesnelheid en ligt tussen ± 1M
en 10-14 M.
- pH = - log [H3O+]
- [H3O+] = 10-pH
, - Zuur: pH < 7, [H3O+] > 10-7 M
- Neutraal: pH = 7, [H3O+] = 10-7 M
- Basisch: pH > 7, [H3O+] < 10-7 M
- pH + pOH = 14
- pKa: maat voor sterkte van het zuur
o pKa = - log Ka
o Ka = 10-pKa
o Hoe lager de pKa, hoe sterker het zuur
o pH is een eigenschap van een waterige oplossing, pKa is een eigenschap van
een molecuul.
o pKb – log Kb, voor zwakke basen
o Geconjugeerd zuur-base paar: KaKb = Kw en pKa + pKb = 14
- pH en pKa relatie: zeggen beide iets over concentraties en ligging van evenwicht.
o Als pH < pKa dan overheerst [HA]
o Als pH > pKa dan overheerst [A-]
o Als pH = pKa dan [HA] = [A-]
- Henderson-Hasselbalch: link tussen pH en pKa is een eenvoudige wijze adf te leiden
uit formules.
- Buffers: een oplossing met, meestal, zowel een zwak zuur als een geconjugeerde
base kan veranderingen in de pH opvangen door kleine hoeveelheden toegevoegd
zuur of base te neutraliseren.
Stel we hebben een buffer van HA (aq) en A- (aq)
HA(aq) + H2O(l) D H3O+ (aq) + A- (aq)
A- (aq) + H2O (l) D OH- (aq) + HA (aq)
Toegevoegd zuur wordt door A- geneutraliseerd en toegevoegde base door HA.
Buffers zijn meest resistent tegen pH veranderingen als de pH = pKa van het zwakker
zuur en zijn effectief als de pH = pKa ±1.
- Zuursterkte bepalen: zure oplossing kun je neutraliseren door base toe te voegen
onder formatie van water en een zout(oplossing). Titraties maken hier gebruik van
om de concentratie van een onbekende oplossing te bepalen.
- Polyprotonische zuren:
o Zuren die meer dan een proton kunnen doneren hebben als gezegde een
andere Ka waarde voor elk proton. Voorbeelden zijn H3PO4 en H2SO4.
o Hebben meerdere equivalentie punten in titratiecurve.
o Ka waarde wordt bij een anorganisch oxy-zuur per proton grofweg een factor
10-5 kleiner.
o Een belangrijke oorzaak hiervan is elektrostatisch van aard: het is moeilijker
een positieve lading van een negatieve geladen deeltje te verwijderen, dan
een positieve lading van een neutraal deeltje.
- Zure en basisch drugs: het nut van het sturen van evenwichten in zure en basische
oplossingen door pH veranderingen kan gebruikt worden bij het scheiden van
mengsels à bijvoorbeeld gebruik van scheitrechters à verschil in oplosbaarheid en
polaritieit.
Les 1 evenwichten, zuren en basen, pH, Ka en pKa, buffers en zuur-base berekeningen
Chemische reactie: veranderd de moleculaire samenstelling van reactanten.
Chemische evenwichten: Als de heen-reactie net zo snel gaat als de terug-reactie
spreken we van een dynamisch evenwicht.
Algemeen: aA(g) + bB(aq) + cC(s) D xX(g) + yY(aq) +zZ(l)
Evenwichtsconstante Kc: geeft aan in welke richting de reactie verlopen is (waar ligt het
evenwicht?), alleen gassen (g) en in water opgeloste stoffen
(aq) komen in de K. Heeft een constante waarde bij een
bepaalde temperatuur (onafhankelijk van concentraties).
Wanneer de waarde tussen 0,001 en 1000 ligt wordt de reactie
onvolledig en omkeerbaar genoemd.
Algemeen: aA + bB + … D mM + nN + …
[A] betekent evenwichtsconcentratie van A in mol/L
De evenwichtsconstante moet feitelijk in termen van chemische activiteit worden gegeven
Chemische activiteit: De effectieve concentraties daadwerkelijk beschikbaar voor
interacties en daarmee reacties tussen moleculen. Voor laag
geconcentreerde oplossingen en weinig dichte gassen is de
beschikbaarheid recht evenredig met de concentratie.
Voor zuivere vloeistoffen en vaste stoffen is de activiteit gelijk
aan 1 (staan niet in de evenwichtsconstante).
Chemische berekeningen soms met abc-formule:
,Le Châtelier’s Principle: Wanneer druk wordt toegevoegd aan een systeem in
evenwicht, verschuift het evenwicht om te druk te verlichten.
Druk: verandering in concentratie, druk, volume en temperatuur.
Temperatuurseffecten: Endotherme reactie à voorkeur bij toename temperatuur.
Exotherme reactie à voorkeur bij afname temperatuur.
Bij verhoging gaat de evenwichtsreactie dus weer terug. K is
NIET temperatuur afhankelijk.
Drukeffecten: Alleen bij gassen. Afname volume, toename druk, verschuiving
naar kan met minste aantal moleculen.
Zuren en basen
- Zuur staat proton af
- Base neemt proton op
- H+ ion komt niet in water voor, verandert meteen naar H3O+ ion (hydronium)
- Zuren kunnen 1 of meerdere H+ doneren (eerste vaak gemakkelijk daarna steeds
lastiger)
- Basen kunnen H+ accepteren
- Elektronen voor de binding komen van de base, dus feitelijk gecoördineerd covalent.
- Amfoteer: deeltjes die zowel zuur als basisch kunnen reageren (H2O)
- Zuur-base reacties à meestal evenwichten
- Sterke zuren à volledige dissociatie (opsplitsen van water in H+ en anion), hebben
een zwakke base.
- Zwakke zuren à gedeeltelijke dissociatie (opsplitsen van water in H+ en anion),
hebben een zwak zuur.
- Evenwichtsconstante voor zuren: voor zuur-dissociatie in water à Ka die wat egt
over de ‘sterkte’ van het zuur.
["#$%]['(]
Ka = ["']
bij bepaalde temperatuur
Hoe groter de Ka hoe meer H3O+ ionen hoe sterker het zuur en vice versa.
Autoprotenering in water geft ook H3O+ en OH- ionen.
Kw = [H3O+][OH-]
Kw ≪ Ka ; maar geldt voor alle waterige oplossingen!
- Interpreteren Ka waardes:
o Sterker zuren hebben Ka ≫ 1, dissociatie heeft de voorkeur.
o Zwakker zuren hebben Ka ≪ 1, dissociatie heeft niet de voorkeur.
o Donatie van elk opgevolgd proton van een polyprotonisch zuur is steeds
moeilijker, Ka waardes dalen per proton.
o Organische zuren met -COOH groep hebben Ka waardes rond 10-5.
- Sterkte van een oplossing: pH
Concentraties H3O+ in een systeem beïnvloed de reactiesnelheid en ligt tussen ± 1M
en 10-14 M.
- pH = - log [H3O+]
- [H3O+] = 10-pH
, - Zuur: pH < 7, [H3O+] > 10-7 M
- Neutraal: pH = 7, [H3O+] = 10-7 M
- Basisch: pH > 7, [H3O+] < 10-7 M
- pH + pOH = 14
- pKa: maat voor sterkte van het zuur
o pKa = - log Ka
o Ka = 10-pKa
o Hoe lager de pKa, hoe sterker het zuur
o pH is een eigenschap van een waterige oplossing, pKa is een eigenschap van
een molecuul.
o pKb – log Kb, voor zwakke basen
o Geconjugeerd zuur-base paar: KaKb = Kw en pKa + pKb = 14
- pH en pKa relatie: zeggen beide iets over concentraties en ligging van evenwicht.
o Als pH < pKa dan overheerst [HA]
o Als pH > pKa dan overheerst [A-]
o Als pH = pKa dan [HA] = [A-]
- Henderson-Hasselbalch: link tussen pH en pKa is een eenvoudige wijze adf te leiden
uit formules.
- Buffers: een oplossing met, meestal, zowel een zwak zuur als een geconjugeerde
base kan veranderingen in de pH opvangen door kleine hoeveelheden toegevoegd
zuur of base te neutraliseren.
Stel we hebben een buffer van HA (aq) en A- (aq)
HA(aq) + H2O(l) D H3O+ (aq) + A- (aq)
A- (aq) + H2O (l) D OH- (aq) + HA (aq)
Toegevoegd zuur wordt door A- geneutraliseerd en toegevoegde base door HA.
Buffers zijn meest resistent tegen pH veranderingen als de pH = pKa van het zwakker
zuur en zijn effectief als de pH = pKa ±1.
- Zuursterkte bepalen: zure oplossing kun je neutraliseren door base toe te voegen
onder formatie van water en een zout(oplossing). Titraties maken hier gebruik van
om de concentratie van een onbekende oplossing te bepalen.
- Polyprotonische zuren:
o Zuren die meer dan een proton kunnen doneren hebben als gezegde een
andere Ka waarde voor elk proton. Voorbeelden zijn H3PO4 en H2SO4.
o Hebben meerdere equivalentie punten in titratiecurve.
o Ka waarde wordt bij een anorganisch oxy-zuur per proton grofweg een factor
10-5 kleiner.
o Een belangrijke oorzaak hiervan is elektrostatisch van aard: het is moeilijker
een positieve lading van een negatieve geladen deeltje te verwijderen, dan
een positieve lading van een neutraal deeltje.
- Zure en basisch drugs: het nut van het sturen van evenwichten in zure en basische
oplossingen door pH veranderingen kan gebruikt worden bij het scheiden van
mengsels à bijvoorbeeld gebruik van scheitrechters à verschil in oplosbaarheid en
polaritieit.
