Samenvatting periode 2
Hoofdstuk 7
Paragraaf 1
Zuur: Kan H+ deeltje afstaan.(= protondonor)
Zijn meestal moleculaire stoffen, soms ionen.
Organische zuren: koolstofverbindingen met een -COOH-groep. Daar kan dan een
H- atoom van worden afgesplitst.
Anorganische zuren: geen organische verbindingen. Bv. H 3PO4 en H2SO4. Als je er
een H-atoom van afsplitst, herken je er vaak een Naam zuur (moet Formule
negatief ion in; PO43- of SO42-. kennen)
Ethaanzuur (azijnzuur) CH3-COOH
Ionisatie= een zuur oplossen in water. Fosforzuur H3PO4
Koolzuur CO2+ H2O
Het zuur reageert met water en staat een H+ ion af (H2CO3)
aan een watermolecuul. Er ontstaat H3O+ en een Salpeterzuur HNO3
zuurrestion. Waterstofchloride HCl
zwavelzuur H2SO4
Base: Kan een H+ deeltje opnemen.
(=protonacceptor)
Meestal negatieve ionen, soms moleculaire stof.
Organische basen: moleculen met een aminogroep. Die kan een H+ ion
opnemen.
Naam base (moet Formule base
Als een base wordt opgelost in water, neemt het een kennen)
H+ ion op van een watermolecuul. Er ontstaat een Ammoniak NH3
OH- ion. Carbonaation CO32-
Hydroxide-ion OH-
Oxide-ion O2-
Een waterstofmolecuul kan dus een H+ ion afstaan en waterstofcarbonaation HCO3_
opnemen. Het is een zuur en een base. Ontstaat
evenwicht;
2 H2O -> <- H3O+ + OH-. Evenwichtsvoorwaarde is Kw= [H3O+][OH-]
waterconstante.
- Zure oplossing; [H30+] >> [OH-]
- Basische oplossing; [H30+] << [OH-]
Berekeningen; zure oplossing alleen rekening houden met H30 en basische alleen
met OH
Zuurgraad; geeft aan hoe groot de concentratie H 3O+ ionen in de oplossing is.
Kan je uitdrukken in PH-waarde; 7=neutraal <7 zuur en 7> basisch.
om de pH van een basische oplossing te berekenen vanaf OH- wordt pOH waarde
gebruikt.
o pH= -log [H3O+] en dus [H3O+]= 10-ph
o pOH= -log[OH-] en dus [OH-]=10-poh
o pH+ pOH= 14,00
Bepalen pH kan bijvoorbeeld met zuur-base-indicatoren. (stoffen die bij
verschillende ph-waarden een andere kleur hebben) binas 52A.
,Paragraaf 2
- Sterk zuur= zuur dat aflopend met water reageert. Alle zuurdeeltjes gaan
bij oplossen een H+ ion aan watermoleculen afstaan. Na afloop van de
reactie zijn alle zuurdeeltjes omgezet in zuurrestionen en H 3O+ ionen.
Bovenaan linkerkolom binas 49, boven H3O+
Zoutzuur; HCl in water; alleen Hcl + H2O -> cl- + H3O+ noteren, want er blijft
geen HCl en H2O over. (=geioniseerde notatie)
Geldt voor alle oplossingen van sterke zuren.
- Zwak zuur= zuur waarbij niet alle zuurdeeltjes een H+-ion aan
watermoleculen afstaan. Als een zwak zuur reageert met water, ontstaan
een chemisch evenwicht, waarbij het evenwicht links ligt. Alle organische
zuren zijn zwakke zuren; bv. HCOOH.
Linkerkolom binas 49 onder H3O+ en boven H2O. de zuren onder H2O zijn
zo zwak dat ze niet met water reageren.
Bv. HCOOH;
HCOOH + H2O -> HCOO- + H3O+
Er wordt dus maar een deel van de H+ van HCOOH afgesplitst, waardoor HCOO-
ontstaat. HCOOH en HCOO- zijn een zuur-basekoppel; HCOO- is de geconjugeerde
base van HCOOH.
Ook H2O en H3O+ zijn een zuur-basekoppel; H3O+ is het geconjugeerde zuur van
de base H2O.
Je noteert alleen HCOOH (aq) = niet-geïoniseerde notatie.
Zuurconstante Kz= evenwichtsconstante van het evenwicht tussen een (zwak)
zuur en water. Hoe hoger de waarde Kz, hoe sterker het zwakke zuur en hoe meer
het evenwicht aan de kant van H3O+ ligt.
Kz>>1= sterke zuren
Kz<<10-14= zeer zwakke zuren.
- Er gelden dezelfde regels als bij andere evenwichten. Je kunt de ligging
van het evenwicht beïnvloeden door te verdunnen, de temperatuur te
veranderen of de concentratie van stoffen links of rechts van de pijl te
veranderen.
- Sterke base=base die aflopend met water reageert. Alle basedeeltjes
zullen in een oplossing een H+ deeltje van een watermolecuul opnemen.
Er ontstaan OH- en het geconjugeerde zuur.
Onderaan in rechterkolom binas 49 onder OH-
- Zwakke base= base die in oplossing slechts voor een klein deel
geïoniseerd is. De reactie is een evenwichtsreactie, waarbij het evenwicht
links ligt.
Binas 49 boven OH- en onder H2O. Boven H2O staan basen die zo zwak zijn
dat ze niet merkbaar met water reageren.
Een oplossing van een zwakke base wordt niet geïoniseerd genoteerd;
NH3 + H2O -> NH4+ + OH-
Notatie;
NH3 (aq)
, Baseconstante Kb= evenwichtsconstante die hoort bij ionisatie-evenwicht van een
zwakke base in water. Hoe hoger de waarde K b, hoe meer het evenwicht rechts
ligt en hoe sterker de base is.
Kb>>1 = zwakke base.
Kb <<10-14= zeer zwakke base.
Hoe sterker het zuur, hoe zwakker de geconjugeerde base en andersom.
Paragraaf 3
- Zuur-basereacties= zuren en basen die reageren. Te herkennen aan het
feit dat er deeltjes zijn die voor de pijl een H+-deeltje meer of minder
hebben dan na de pijl.
Om te bepalen of ionen uit zouten zuur of basisch zijn, moet je weten welke ionen
in het zout aanwezig zijn. Bv. NH4Cl, bestaat uit Cl- en NH4+ ionen. Cl- is een zeer
zwakke base, en NH4+ is een zwak zuur. Dus NH4Cl heeft zure eigenschappen.
Sommige zouten bevatten geen waterstofatomen, maar kunnen in water toch
een zure oplossing vormen. Water is een polair oplosmiddel. De partiele lading
zorgt ervoor dat watermoleculen zich sterk aan positieve metaalionen kunnen
binden. Bv. Al(H2O)63+= gehydrateerde metaalionen.
- Meerwaardige zuren= zuren doe meer dan een H+ ion per deeltje kunnen
afstaan.
Als een zuur twee H+ deeltjes kan afstaan, spreek je van een tweewaardig zuur.
Bv. H2SO4 (zwavelzuur).
Er zijn ook driewaardige zuren. Bv. Fosforzuur, H3PO4. Reageert in 3 stappen met
water.
1. H3PO4 + H2O -> H3O+ + H2PO4-
2. H2PO4 + H2O -> H3O+ + HPO4-
3. HPO4- + H2O -> H3O+ + PO4-
Ze hebben allemaal een eigen Kz.
Er bestaan ook meerwaardige basen; bv. S 2-.
Als meerwaardige zuren in contact komen met een overmaat aan base, zullen ze
alle H+ ionen afstaan. Andersom zal een meerwaardige base in contact met een
overmaat aan zuur zoveel H+ ionen opnemen tot er een neutraal deeltje is
gevormd.
- Instabiel zuur= zuur dat uiteenvalt wanneer het in water wordt gevormd.
Bv. Koolzuur, H2CO3.
De oplosbaarheid van gassen in water is niet zo groot. De max. oplosbaarheid
wordt snel bereikt, waardoor het gas uit de oplossing ontsnapt -> gaat
bruisen.
- Amfolyt= deeltje dat zowel een zuur als een base is. Bv. H 2PO4-
(diwaterstoffosfaation). Kan op 2 manieren reageren;
1.H2PO4- + H2O -><- H3PO4 + H3O+ Kz= 6,2*10-8
2.H2PO4- + H2O -><- HPO42- + OH- kb=1m4*10-12
Kz is hoger dan kb, dus zal H2PO4- in water vooral als zuur reageren.
Herkennen amfolyten; meestal meerwaardig negatief geladen ionen die nog niet
het maximale H+ ionen hebben opgenomen.
Opstellen zuur-basereactie
Hoofdstuk 7
Paragraaf 1
Zuur: Kan H+ deeltje afstaan.(= protondonor)
Zijn meestal moleculaire stoffen, soms ionen.
Organische zuren: koolstofverbindingen met een -COOH-groep. Daar kan dan een
H- atoom van worden afgesplitst.
Anorganische zuren: geen organische verbindingen. Bv. H 3PO4 en H2SO4. Als je er
een H-atoom van afsplitst, herken je er vaak een Naam zuur (moet Formule
negatief ion in; PO43- of SO42-. kennen)
Ethaanzuur (azijnzuur) CH3-COOH
Ionisatie= een zuur oplossen in water. Fosforzuur H3PO4
Koolzuur CO2+ H2O
Het zuur reageert met water en staat een H+ ion af (H2CO3)
aan een watermolecuul. Er ontstaat H3O+ en een Salpeterzuur HNO3
zuurrestion. Waterstofchloride HCl
zwavelzuur H2SO4
Base: Kan een H+ deeltje opnemen.
(=protonacceptor)
Meestal negatieve ionen, soms moleculaire stof.
Organische basen: moleculen met een aminogroep. Die kan een H+ ion
opnemen.
Naam base (moet Formule base
Als een base wordt opgelost in water, neemt het een kennen)
H+ ion op van een watermolecuul. Er ontstaat een Ammoniak NH3
OH- ion. Carbonaation CO32-
Hydroxide-ion OH-
Oxide-ion O2-
Een waterstofmolecuul kan dus een H+ ion afstaan en waterstofcarbonaation HCO3_
opnemen. Het is een zuur en een base. Ontstaat
evenwicht;
2 H2O -> <- H3O+ + OH-. Evenwichtsvoorwaarde is Kw= [H3O+][OH-]
waterconstante.
- Zure oplossing; [H30+] >> [OH-]
- Basische oplossing; [H30+] << [OH-]
Berekeningen; zure oplossing alleen rekening houden met H30 en basische alleen
met OH
Zuurgraad; geeft aan hoe groot de concentratie H 3O+ ionen in de oplossing is.
Kan je uitdrukken in PH-waarde; 7=neutraal <7 zuur en 7> basisch.
om de pH van een basische oplossing te berekenen vanaf OH- wordt pOH waarde
gebruikt.
o pH= -log [H3O+] en dus [H3O+]= 10-ph
o pOH= -log[OH-] en dus [OH-]=10-poh
o pH+ pOH= 14,00
Bepalen pH kan bijvoorbeeld met zuur-base-indicatoren. (stoffen die bij
verschillende ph-waarden een andere kleur hebben) binas 52A.
,Paragraaf 2
- Sterk zuur= zuur dat aflopend met water reageert. Alle zuurdeeltjes gaan
bij oplossen een H+ ion aan watermoleculen afstaan. Na afloop van de
reactie zijn alle zuurdeeltjes omgezet in zuurrestionen en H 3O+ ionen.
Bovenaan linkerkolom binas 49, boven H3O+
Zoutzuur; HCl in water; alleen Hcl + H2O -> cl- + H3O+ noteren, want er blijft
geen HCl en H2O over. (=geioniseerde notatie)
Geldt voor alle oplossingen van sterke zuren.
- Zwak zuur= zuur waarbij niet alle zuurdeeltjes een H+-ion aan
watermoleculen afstaan. Als een zwak zuur reageert met water, ontstaan
een chemisch evenwicht, waarbij het evenwicht links ligt. Alle organische
zuren zijn zwakke zuren; bv. HCOOH.
Linkerkolom binas 49 onder H3O+ en boven H2O. de zuren onder H2O zijn
zo zwak dat ze niet met water reageren.
Bv. HCOOH;
HCOOH + H2O -> HCOO- + H3O+
Er wordt dus maar een deel van de H+ van HCOOH afgesplitst, waardoor HCOO-
ontstaat. HCOOH en HCOO- zijn een zuur-basekoppel; HCOO- is de geconjugeerde
base van HCOOH.
Ook H2O en H3O+ zijn een zuur-basekoppel; H3O+ is het geconjugeerde zuur van
de base H2O.
Je noteert alleen HCOOH (aq) = niet-geïoniseerde notatie.
Zuurconstante Kz= evenwichtsconstante van het evenwicht tussen een (zwak)
zuur en water. Hoe hoger de waarde Kz, hoe sterker het zwakke zuur en hoe meer
het evenwicht aan de kant van H3O+ ligt.
Kz>>1= sterke zuren
Kz<<10-14= zeer zwakke zuren.
- Er gelden dezelfde regels als bij andere evenwichten. Je kunt de ligging
van het evenwicht beïnvloeden door te verdunnen, de temperatuur te
veranderen of de concentratie van stoffen links of rechts van de pijl te
veranderen.
- Sterke base=base die aflopend met water reageert. Alle basedeeltjes
zullen in een oplossing een H+ deeltje van een watermolecuul opnemen.
Er ontstaan OH- en het geconjugeerde zuur.
Onderaan in rechterkolom binas 49 onder OH-
- Zwakke base= base die in oplossing slechts voor een klein deel
geïoniseerd is. De reactie is een evenwichtsreactie, waarbij het evenwicht
links ligt.
Binas 49 boven OH- en onder H2O. Boven H2O staan basen die zo zwak zijn
dat ze niet merkbaar met water reageren.
Een oplossing van een zwakke base wordt niet geïoniseerd genoteerd;
NH3 + H2O -> NH4+ + OH-
Notatie;
NH3 (aq)
, Baseconstante Kb= evenwichtsconstante die hoort bij ionisatie-evenwicht van een
zwakke base in water. Hoe hoger de waarde K b, hoe meer het evenwicht rechts
ligt en hoe sterker de base is.
Kb>>1 = zwakke base.
Kb <<10-14= zeer zwakke base.
Hoe sterker het zuur, hoe zwakker de geconjugeerde base en andersom.
Paragraaf 3
- Zuur-basereacties= zuren en basen die reageren. Te herkennen aan het
feit dat er deeltjes zijn die voor de pijl een H+-deeltje meer of minder
hebben dan na de pijl.
Om te bepalen of ionen uit zouten zuur of basisch zijn, moet je weten welke ionen
in het zout aanwezig zijn. Bv. NH4Cl, bestaat uit Cl- en NH4+ ionen. Cl- is een zeer
zwakke base, en NH4+ is een zwak zuur. Dus NH4Cl heeft zure eigenschappen.
Sommige zouten bevatten geen waterstofatomen, maar kunnen in water toch
een zure oplossing vormen. Water is een polair oplosmiddel. De partiele lading
zorgt ervoor dat watermoleculen zich sterk aan positieve metaalionen kunnen
binden. Bv. Al(H2O)63+= gehydrateerde metaalionen.
- Meerwaardige zuren= zuren doe meer dan een H+ ion per deeltje kunnen
afstaan.
Als een zuur twee H+ deeltjes kan afstaan, spreek je van een tweewaardig zuur.
Bv. H2SO4 (zwavelzuur).
Er zijn ook driewaardige zuren. Bv. Fosforzuur, H3PO4. Reageert in 3 stappen met
water.
1. H3PO4 + H2O -> H3O+ + H2PO4-
2. H2PO4 + H2O -> H3O+ + HPO4-
3. HPO4- + H2O -> H3O+ + PO4-
Ze hebben allemaal een eigen Kz.
Er bestaan ook meerwaardige basen; bv. S 2-.
Als meerwaardige zuren in contact komen met een overmaat aan base, zullen ze
alle H+ ionen afstaan. Andersom zal een meerwaardige base in contact met een
overmaat aan zuur zoveel H+ ionen opnemen tot er een neutraal deeltje is
gevormd.
- Instabiel zuur= zuur dat uiteenvalt wanneer het in water wordt gevormd.
Bv. Koolzuur, H2CO3.
De oplosbaarheid van gassen in water is niet zo groot. De max. oplosbaarheid
wordt snel bereikt, waardoor het gas uit de oplossing ontsnapt -> gaat
bruisen.
- Amfolyt= deeltje dat zowel een zuur als een base is. Bv. H 2PO4-
(diwaterstoffosfaation). Kan op 2 manieren reageren;
1.H2PO4- + H2O -><- H3PO4 + H3O+ Kz= 6,2*10-8
2.H2PO4- + H2O -><- HPO42- + OH- kb=1m4*10-12
Kz is hoger dan kb, dus zal H2PO4- in water vooral als zuur reageren.
Herkennen amfolyten; meestal meerwaardig negatief geladen ionen die nog niet
het maximale H+ ionen hebben opgenomen.
Opstellen zuur-basereactie
