Garantie de satisfaction à 100% Disponible immédiatement après paiement En ligne et en PDF Tu n'es attaché à rien
logo-home
Samenvatting scheikunde voorexamentoets 5vwo hoofdstuk 8,9,10,11 €2,99   Ajouter au panier

Resume

Samenvatting scheikunde voorexamentoets 5vwo hoofdstuk 8,9,10,11

1 vérifier
 8 vues  1 fois vendu
  • Cours
  • Type

Samenvatting scheikunde, Hoofdstuk 8,9,10 en 11, voor de voorexamen toets vooral handig.

Aperçu 2 sur 5  pages

  • 19 avril 2021
  • 5
  • 2020/2021
  • Resume
  • Lycée
  • 5

1  vérifier

review-writer-avatar

Par: wolterlyde • 2 année de cela

avatar-seller
Scheikunde samenvatting voorexamentoets hoofdstuk 8, 9, 10 &
11​.

Hoofdstuk 8 Zuren (binas 49, 52A)
8.1 De pH van een oplossing
Een ​indicator ​is een stof waarmee je kunt bepalen of een oplossing zuur of basisch is. Een
oplossing is ​zuur​ bij een pH < 7, ​basisch​ bij een pH > 7 en ​neutraal​ bij pH=7. De indicator
lakmoes​ (rood of blauw) geeft alleen aan of een oplossing zuur of basisch is. Met
universeel indicatorpapier ​kun je de pH-waarde van een oplossing vaststellen.
Oplossingen van indicatoren geven een pH-gebied aan. In binas 52A zie je een aantal
indicatoren met het bijbehorende omslagtraject.

8.2 Zuren in water
Als een zuur oplost in water worden H+-ionen afgegeven aan watermoleculen. Het
gevormde ion heet een ​oxoniumion​. Een s ​ terk zuur​ is een zuur dat in water volledig splitst
in ionen. Een ​zwak zuur​ is een zuur dat in water gedeeltelijk splitst in ionen, dit is een
evenwichtsreactie. Een oplossing van een sterk zuur HZ noteer je als de ionen in de
oplossing: H3O+ (aq) + Z- (aq). Een oplossing van een zwak zuur HZ noteer je als het zuur
zelf: HZ (aq).


8.3 Formules van zuren
Een ​organisch zuur ​is een stof met een koolstofskelet en een -COOH groep. Het H-atoom
in deze zuurgroep kan worden afgestaan als H+-ion. Het ​zuurrestion ​is het negatief
geladen ion dat ontstaat naast het H3O+-ion. Een ​anorganisch zuur​ is een stof zonder een
koolstofskelet. Koolzuur en zwaveligzuur zijn ​instabiele zuren​. Een ​meerwaardig sterk
zuur ​kan meerdere H+-ionen afstaan. Een ​meerwaardig zwak zuur​ verliest in water maar 1
H+-ion. Sommige ionen kunnen als zuur reageren. In binas 49 staat een groot aantal sterke
en zwakke zuren.

8.4 pH-berekeningen
De pH van een oplossing bereken je met pH = -log[H3O+]. Bij gegeven pH bereken je de
H30+ concentratie met: [H3O+] = 10⁻ph. Het aantal ​significante cijfers​ in de [H3O+] is
gelijk aan het aantal decimalen in de pH. Bij een oplossing van een sterk zuur kun je de pH
rechtstreeks berekenen uit de molariteit van de oplossing. Voor een zwak zuur geldt:
HZ (aq) + H2O (l) ​↔ H3O+ (aq) + Z- (aq). De pH bereken je met de evenwichtsvoorwaarde:
Kz = [H3O+] [Z-] : [HZ]. Hoe lager de waarde van Kz, hoe zwakker het zuur. Bij een zwak
zuur kun je de molariteit van het zuur berekenen als de pH en Kz zijn gegeven. De Kz kun je
berekenen als de pH en molariteit zijn gegeven.
Stappenplan pH zwak zuur berekenen:
1. Reactievergelijking opstellen
2. b,r,e-tabel maken
3. Hoeveelheid zuur dat reageert gelijkstellen aan x
4. Tabel invullen
5. Evenwichtsvoorwaarde opstellen
6. Evenwichtsconcentraties invullen en x berekenen
7. Gevraagde gegeven berekenen ([H3O+], pH, ...)

, Hoofdstuk 9 Basen (binas 49, 45A, 50, 66 )
9.1 Basen in water
Een ​base ​is een deeltje dat H+ ionen kan opnemen. Een basische oplossing bevat OH⁻
ionen. Een sterke base reageert aflopend met water, bij een ​zwakke base​ treedt met water
een evenwichtsreactie op. Een ​geconjugeerd zuur-basepaar ​is als een zwakke base een
H+ ion opneemt, ontstaat een zwak zuur dat weer H+ ion kan afgeven zoals bij NH3 en
NH4+.

9.2 Formules van basen
Als een goed oplosbaar zout een sterk basisch ion bevat, reageert het zout direct aflopend
met water. Je noteert dan 1 reactievergelijking. Als een goed oplosbaar zout een zwak
basisch ion bevat, noteer je 2 reactievergelijkingen, 1 van het oplossen van het zout en 1
van de reactie van base met het water. Als een slecht oplosbaar zout een basisch ion bevat,
verloopt er geen reactie met water. Aminen zijn zwakke organische basen. Ook ammoniak is
een ​zwakke base​. Een ​eenwaardige base​ kan 1 H+ ion opnemen. Een ​meerwaardige
base ​kan meerdere H+ ionen opnemen. Een oplossing van een sterke base noteer je als de
ionen die ontstaan door de reactie met water. Een ion als zwakke base noteer je als het
oorspronkelijke ion. Een oplossing van een moleculaire stof als zwakke base noteer je als
het oorspronkelijke molecuul.

9.3 pH berekenen van basen
De ​pOH​ van een oplossing bereken je met pOH = -log[OH⁻]. BIj gegeven pOH bereken je
de [OH-] met [OH-] = 10⁻poh. Het verband tussen pH en pOH is: pH + pOH = 14,00.
Kw is de ​waterconstante ​en heeft een waarde van 1,0 * 10⁻¹⁴ bij 298 K. In het water heerst
altijd een ​waterevenwicht: ​H2O + H2O ​↔ H3O+ + OH-. ​Bij een oplossing van een sterke
base kun je de pOH rechtstreeks berekenen uit de molariteit van de oplossing. Vervolgens
kun je de pH berekenen. Kb is de ​baseconstante​. ​Kb= ​[OH-] [HZ] : [Z-]. Bij een oplossing
van een zwakke base kun je met de evenwichtsvoorwaarde de pOH berekenen en daaruit
de pH, als de molariteit en de Kb gegeven zijn. De Kb kun je berekenen als de pH en de
molariteit gegeven zijn. De molariteit kun je berekenen als de pH en de Kb gegeven zijn.

9.4 Zuur-baseracties
Een​ zuur-basereactie​ is een reactie tussen een zuur en een base. Het zuur geeft H+-ionen
af aan de base. De reactievergelijking van een zuur-basereactie stel je op met een
stappenplan:
stap 1: Noteer de formules van alle deeltjes die aanwezig zijn. (sterk zuur noteer ionen in de
oplossing = H3O+, Z-, het zuurrestion. zwak zuur noteer formule van het zuur = HZ)
stap 2: Bepaal welk zuur deeltje reageert met welk basisch deeltje. (binas 49, sterkste zuur
reageert met sterkste base)
stap 3: Stel de reactievergelijking van de reagerende deeltjes op. (H3O+ en OH- worden
omgezet tot H2O.

9.5 Zuur-basetitraties
Als je de molariteit van een zure of basische oplossing wilt bepalen, kun je gebruikmaken
van een ​zuur-basetitratie​. Het ​equivalentiepunt​ is het eindpunt van de titratie. Het

Les avantages d'acheter des résumés chez Stuvia:

Qualité garantie par les avis des clients

Qualité garantie par les avis des clients

Les clients de Stuvia ont évalués plus de 700 000 résumés. C'est comme ça que vous savez que vous achetez les meilleurs documents.

L’achat facile et rapide

L’achat facile et rapide

Vous pouvez payer rapidement avec iDeal, carte de crédit ou Stuvia-crédit pour les résumés. Il n'y a pas d'adhésion nécessaire.

Focus sur l’essentiel

Focus sur l’essentiel

Vos camarades écrivent eux-mêmes les notes d’étude, c’est pourquoi les documents sont toujours fiables et à jour. Cela garantit que vous arrivez rapidement au coeur du matériel.

Foire aux questions

Qu'est-ce que j'obtiens en achetant ce document ?

Vous obtenez un PDF, disponible immédiatement après votre achat. Le document acheté est accessible à tout moment, n'importe où et indéfiniment via votre profil.

Garantie de remboursement : comment ça marche ?

Notre garantie de satisfaction garantit que vous trouverez toujours un document d'étude qui vous convient. Vous remplissez un formulaire et notre équipe du service client s'occupe du reste.

Auprès de qui est-ce que j'achète ce résumé ?

Stuvia est une place de marché. Alors, vous n'achetez donc pas ce document chez nous, mais auprès du vendeur jolijnvanooijen. Stuvia facilite les paiements au vendeur.

Est-ce que j'aurai un abonnement?

Non, vous n'achetez ce résumé que pour €2,99. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.

Peut-on faire confiance à Stuvia ?

4.6 étoiles sur Google & Trustpilot (+1000 avis)

85443 résumés ont été vendus ces 30 derniers jours

Fondée en 2010, la référence pour acheter des résumés depuis déjà 14 ans

Commencez à vendre!
€2,99  1x  vendu
  • (1)
  Ajouter