Scheikunde hoofdstuk 6 t/m 10
H6 Zuren en Basen
§6.1 Zuur en basisch
Een pH-schaal geeft aan hoe zuur/basisch een stof is. De pH-waarde is een maat voor de
concentratie H3O+ in een oplossing. Hoe hoger de concentratie H3O+, hoe lager de pH.
Een zuur is een stof die een H+-deeltje kan afstaan. Het H+-deeltje verplaatst naar een H2O-molecuul.
Er ontstaat een oxonium-ion (H3O+) en een zuurrestion (Z-): HZ + H2O → Z- + H3O+
Een base is een stof die een H+-deeltje kan opnemen. Een base zal een proton van een watermolecuul
halen, waardoor er OH- overblijft. OH- is een hydroxide-ion: B- + H2O → HB + OH-
● Organische zuren zijn koolstofketen met de zuurgroep -COOH. Organische zuren kunnen
alleen H-atoom van deze zuurgroep afstaan. Er blijft COO- over. Anorganische zuren
kunnen per molecuul één of meer H+-deeltjes afstaan. Er ontstaat en negatief ion
● Organische basen zijn koolstofverbindingen met een aminegroep (-NH2).
§6.2 De pH-schaal
Een watermolecuul kan zowel H+ afstaan als opnemen: 2 H2O ⇄ H3O+ + OH-
Het evenwicht ligt links. Evenwichtsvoorwaarde;
● k = [H3O+] x [OH-] / [H2O]2
● kw (waterconstante) = k x [H2O]2 = 1,0 x 10-14
● [H3O+] x [OH-] = 1,0 x 10-14
● In zuiver water: [H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 → pH = 7
● Concentratie H3O+ en OH- varieert van 10-14 tot 100
● pH-schaal loopt van 0 tot 14
Logaritmische schaal
● pH = -log [H3O+] (Concentratie invullen in mol/L)
● [H3O+] = 10-pH mol/L
● pOH = -log [OH-]
● [OH-] = 10-pOH mol/L
● pH + pOH = 14.00
Van een basische oplossing bereken je eerst de pOH, daarna zet je die om in pH (pH = 14.00 - pOH).
Hoe zuurder een oplossing, hoe lager de pH en hoe basischer de oplossing, hoe hoger de pH
§6.3 Sterk en zwak
Sterke zuren ioniseren volledig in water. Reactie zijn aflopend.
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
● Cl- is de geconjugeerde base van het zuur HCl
● H3O+ is het geconjugeerde zuur van de base H2O
Zwakke zuren ioniseren niet volledig in water. Er ontstaat een evenwichtsreactie.
HCOOH + H2O ⇄ HCOO- + H3O+
● HCOO- is de geconjugeerde base van HCOOH
Sterke basen: alle basedeeltjes nemen een proton op. Reacties zijn aflopend.
O2- + H2O → 2 OH-
● OH- is het geconjugeerde zuur van O2-
Zwakke basen: klein gedeelte neemt een proton op. Er ontstaat een evenwichtsreactie.
NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-
● NH4+ is het geconjugeerde zuur van NH3
, §6.4 Evenwichten bij zwakke zuren en basen
Zwakke zuren en basen zijn in evenwicht.
● HNO2 + H2O ⇄ NO2- + H3O+
● KZ = zuurconstante = [NO2-] x [H3O+] / [HNO2]
● Hoe groter de zuurconstante, hoe meer het evenwicht rechts ligt, hoe sterker het zuur
● HS- + H2O ⇄ H2S + OH-
● KB = baseconstante = [H2S] x [OH-] / [HS-]
● Hoe groter de baseconstante, hoe meer het evenwicht rechts ligt, hoe sterker de base
Verband zuur- en baseconstante: KZ x KB = [H3O+] x [OH-] = 1,0 x 10-14 = Kw
§6.5 Bijzondere zuren en basen
Zouten met zure/basische eigenschappen (vooral basen zijn onderdeel van zouten)
1. Oxiden; bevatten sterke base O2-
Reageert met water of is slecht oplosbaar
2. Negatieve ionen; vaak zwakke basen (CH3COO-, SO42-, CO32-, PO43-)
3. Ammoniumzouten; zwak zuur (NH4+)
Gehydrateerde metaalionen: ionen in oplossing zijn altijd gehydrateerd door H2O.
Meerwaardige zuren en basen kunnen meer dan een H+ molecuul opnemen/afstaan.
Amfolyten zijn deeltjes die zich zowel H+ kunnen opnemen als afstaan.
Instabiele zuren en basen: H2CO3 en H2SO3
● H2CO3 → H2O (l) + CO2 (g)
● H2SO3 → H2O (l) + SO3 (g)
H7 Ruimtelijke bouw van moleculen
§7.1 Lewisstructuren
Lewisstructuur:
● Atoombinding (de gedeelde elektronenparen van atomen )
● Vrije elektronenparen (elektronen die zich niet een atoombinding bevinden)
Een atoom met meer of minder atoombindingen kan nog steeds stabiel zijn (edelgasconfiguratie)
Wel krijgt het atoom wel een lading: de formele lading. Dit bereken je door:
➔ aantal elektronen die zich op het atoom bevinden - aantal valentie elektronen
Van sommige moleculen zijn er meerdere Lewisstructuren: mesomere grensstructuren. De
structuur met de minste lading is het stabielst.
§7.2 Ruimtelijke bouw
H6 Zuren en Basen
§6.1 Zuur en basisch
Een pH-schaal geeft aan hoe zuur/basisch een stof is. De pH-waarde is een maat voor de
concentratie H3O+ in een oplossing. Hoe hoger de concentratie H3O+, hoe lager de pH.
Een zuur is een stof die een H+-deeltje kan afstaan. Het H+-deeltje verplaatst naar een H2O-molecuul.
Er ontstaat een oxonium-ion (H3O+) en een zuurrestion (Z-): HZ + H2O → Z- + H3O+
Een base is een stof die een H+-deeltje kan opnemen. Een base zal een proton van een watermolecuul
halen, waardoor er OH- overblijft. OH- is een hydroxide-ion: B- + H2O → HB + OH-
● Organische zuren zijn koolstofketen met de zuurgroep -COOH. Organische zuren kunnen
alleen H-atoom van deze zuurgroep afstaan. Er blijft COO- over. Anorganische zuren
kunnen per molecuul één of meer H+-deeltjes afstaan. Er ontstaat en negatief ion
● Organische basen zijn koolstofverbindingen met een aminegroep (-NH2).
§6.2 De pH-schaal
Een watermolecuul kan zowel H+ afstaan als opnemen: 2 H2O ⇄ H3O+ + OH-
Het evenwicht ligt links. Evenwichtsvoorwaarde;
● k = [H3O+] x [OH-] / [H2O]2
● kw (waterconstante) = k x [H2O]2 = 1,0 x 10-14
● [H3O+] x [OH-] = 1,0 x 10-14
● In zuiver water: [H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 → pH = 7
● Concentratie H3O+ en OH- varieert van 10-14 tot 100
● pH-schaal loopt van 0 tot 14
Logaritmische schaal
● pH = -log [H3O+] (Concentratie invullen in mol/L)
● [H3O+] = 10-pH mol/L
● pOH = -log [OH-]
● [OH-] = 10-pOH mol/L
● pH + pOH = 14.00
Van een basische oplossing bereken je eerst de pOH, daarna zet je die om in pH (pH = 14.00 - pOH).
Hoe zuurder een oplossing, hoe lager de pH en hoe basischer de oplossing, hoe hoger de pH
§6.3 Sterk en zwak
Sterke zuren ioniseren volledig in water. Reactie zijn aflopend.
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
● Cl- is de geconjugeerde base van het zuur HCl
● H3O+ is het geconjugeerde zuur van de base H2O
Zwakke zuren ioniseren niet volledig in water. Er ontstaat een evenwichtsreactie.
HCOOH + H2O ⇄ HCOO- + H3O+
● HCOO- is de geconjugeerde base van HCOOH
Sterke basen: alle basedeeltjes nemen een proton op. Reacties zijn aflopend.
O2- + H2O → 2 OH-
● OH- is het geconjugeerde zuur van O2-
Zwakke basen: klein gedeelte neemt een proton op. Er ontstaat een evenwichtsreactie.
NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-
● NH4+ is het geconjugeerde zuur van NH3
, §6.4 Evenwichten bij zwakke zuren en basen
Zwakke zuren en basen zijn in evenwicht.
● HNO2 + H2O ⇄ NO2- + H3O+
● KZ = zuurconstante = [NO2-] x [H3O+] / [HNO2]
● Hoe groter de zuurconstante, hoe meer het evenwicht rechts ligt, hoe sterker het zuur
● HS- + H2O ⇄ H2S + OH-
● KB = baseconstante = [H2S] x [OH-] / [HS-]
● Hoe groter de baseconstante, hoe meer het evenwicht rechts ligt, hoe sterker de base
Verband zuur- en baseconstante: KZ x KB = [H3O+] x [OH-] = 1,0 x 10-14 = Kw
§6.5 Bijzondere zuren en basen
Zouten met zure/basische eigenschappen (vooral basen zijn onderdeel van zouten)
1. Oxiden; bevatten sterke base O2-
Reageert met water of is slecht oplosbaar
2. Negatieve ionen; vaak zwakke basen (CH3COO-, SO42-, CO32-, PO43-)
3. Ammoniumzouten; zwak zuur (NH4+)
Gehydrateerde metaalionen: ionen in oplossing zijn altijd gehydrateerd door H2O.
Meerwaardige zuren en basen kunnen meer dan een H+ molecuul opnemen/afstaan.
Amfolyten zijn deeltjes die zich zowel H+ kunnen opnemen als afstaan.
Instabiele zuren en basen: H2CO3 en H2SO3
● H2CO3 → H2O (l) + CO2 (g)
● H2SO3 → H2O (l) + SO3 (g)
H7 Ruimtelijke bouw van moleculen
§7.1 Lewisstructuren
Lewisstructuur:
● Atoombinding (de gedeelde elektronenparen van atomen )
● Vrije elektronenparen (elektronen die zich niet een atoombinding bevinden)
Een atoom met meer of minder atoombindingen kan nog steeds stabiel zijn (edelgasconfiguratie)
Wel krijgt het atoom wel een lading: de formele lading. Dit bereken je door:
➔ aantal elektronen die zich op het atoom bevinden - aantal valentie elektronen
Van sommige moleculen zijn er meerdere Lewisstructuren: mesomere grensstructuren. De
structuur met de minste lading is het stabielst.
§7.2 Ruimtelijke bouw
