Samenvatting Scheikunde
Chemie Overal
5 VWO
Hoofdstuk 8 Zuren:
Zuurgraad: waarde die aangeeft hoe zuur of basis een stof is. Wordt aangegeven met de
pH-waarde.
• Zuur - pH < 7
• Basisch - pH > 7
• Neutraal - pH = 7
Indicator: stof die de zuurgraad meet en van kleur verandert/ Door de kleurverandering
kan je de pH waarde aflezen. Indicatoren kan je terugvinden in Binas tabel 52A.
• Omslagtraject: het pH-gebied waarin de indicator van kleur verandert. VB: een
indicator is normaal rood, maar zodra het dit bepaalde pH-gebied bereikt wordt
het blauw.
Bij het oplossen van zuren in water geven zuren altijd een H +-ion aan een watermolecuul.
Hierdoor ontstaat een oxoniumion (H3O+). Ook ontstaat er een zuurrestion, namelijk de
rest van het zuur. Dit is een negatief ion. Hier kan je een reactievergelijking van maken.
VB: HCl + H2O → H3O+ + Cl- .
• Sterke zuren: zuren die volledig opslitsen in ionen als ze opgelost worden in
water. Dit past bij de voorbeeld reactievergelijking hierboven.
• Zwakke zuren: zuren die niet volledig splitsen in ionen. Opgelost in water
ontstaat er een dynamisch evenwicht, dit altijd links ligt (de stoffen links zijn
meer aanwezig dan de stoffen rechts). VB: CH3COOH + H2O ⇄ H3O+ + CH3COO- .
Zwakke en sterke zuren zijn terug te vinden in Binas tabel 49. De zuren bovenaan zijn
sterk en hoe lager de tabel gaat, hoe zwakker de zuren zijn.
Organische zuren: stoffen waarvan moleculen een koolstofskelet hebben.
Anorganische zuren: zuren zonder koolstofskelet.
Meerwaardige zuren: zuren zie in stat zijn om meer dan 1 H+-ion af te staan.
Instabiele zuren: zuren die als ze in aanraking komen met water uit elkaar vallen.
De zuurgraaf is afhankelijk van de hoeveelheid oxoniumionen in de oplossing.
• pH = -log[H3O+]. De [] staat voor concentratie. De bedoeling is dus dat je de
concentratie oxoniumionen in de oplossing weet in mol per liter.
• [H3O+] = 10-pH .
Voor pH-berekeningen geldt dat het aantal significante cijfers in de [H3O+] gelijk moet
zijn aan het aantal decimalen in de pH.
Bij zwakke zuren kan je een evenwichtscontante opstellen.
Kz (zuurconstante) = evenwichtsconstante van de reactie met een zuur en water. VB: Kz
= [H3O+][A-] / [HA]. Water doet niet mee in de reactie omdat deze nog heel veel
, aanwezig is in de oplossing. De zuurconstantes van zuren kan je ook vinden in Binas
tabel 49. Deze staan rechts op de pagina bij het bijpassende zuur.
Bij het berekenen van een K z maak je gebruik van het boe-schema. B staat voor begin, O
voor omgezet en E voor evenwicht. Omdat dit moeilijk uit te leggen is staat hieronder een
voorbeeld.
Aan een vat van 10L wordt 5,0 mol NO en 4,0 mol O 2 toegevoegd. Na een tijd vormt er
zich een evenwicht met NO2. Er blijkt 2,0 mol stikstofmono-oxide te zijn verdwenen.
Bereken de evenwichtsconstante van dit evenwicht.
Mol/L 2 NO + O2 ⇄ 2 NO2
Begin 5,0 mol : 10 L = 0,50 0,40 0
Omgezet -0,20 -0,10 +0,20
Evenwicht 0,30 0,30 0,20
2 2
[𝑁𝑂2 ] (0,20)
𝐾= 2
= = 1,5
[𝑁𝑂] [𝑂2 ] (0,30)2 ∙ 0,30
Bij Begin reken je om naar mol/L, omdat je uiteindelijk de evenwichtsconstante moet
invullen in deze eenheid. Wat je ook kan doen is eerst in mol invullen en voor het invullen
van de breuk het omrekenen naar mol/L.
Bij omgezet bereken je bij zuurstof en stikstofdioxide wat er is omgezet aan de hand van
de verhoudingen in de reactievergelijking. Zo weet je dus dat bij 2 NO 0,20 is omgezet en
de verhoudingen 2 : 1 : 2 zijn.
Hoofdstuk 9 Basen:
Base: in tegenstelling tot een zuur neemt een base een H+-ion op van water. Op deze
manier blijft er bij water OH—ionen over.
• Sterke base: een base die in water in een volledig aflopende reactie OH—ionen
vormt.
• Zwakke base: een base die in water in een evenwichtsreactie OH—ionen vormt.
De basen kan je terugvinden in Binas tabel 49. Links staan de zuren en rechts de basen.
Ook staat er de baseconstante. Bij de sterke en zwakke basen werkt het omgekeerd van
de zuren. De zwakke basen staan dus bovenaan en hoe lager je gaat hoe sterker de
basen worden.
Geconjugeerd zuur-basepaar: een paar van een zuur en een base waarvan het zuur de
H+ afstaat en de base dat H+-ion opneemt. Verder zijn de elementen in de stoffen
hetzelfde.
Reactievergelijkingen van basen: basen worden toegevoegd aan een oplossing via een
zout. Een base is namelijk een ion, dus kan niet zomaar zelf toegevoegd worden.
• Goed oplosbaar sterk basisch ion: noteren in 1 aflopende reactievergelijking.
• Goed oplosbaar zwak basisch ion: noteren in 2 reactievergelijkingen. Hierbij
moet de eerste reactievergelijking de oplosvergelijking van het zout zijn en de
tweede vergelijking de evenwichtsreactie van de zwakke base.
• Slecht oplosbaar sterk basisch ion: geen reactie
• Slecht oplosbaar zwak basisch ion: geen reactie.
Meerwaardige basen: basen die meer dan 1 H+-ionen kunnen opnemen.
• Meerwaardige zwakke basen: basen die meerdere oxoniumionen kunnen
opnemen maar door de evenwichtsreactie vaak maar 1 daarvan opnemen.
Chemie Overal
5 VWO
Hoofdstuk 8 Zuren:
Zuurgraad: waarde die aangeeft hoe zuur of basis een stof is. Wordt aangegeven met de
pH-waarde.
• Zuur - pH < 7
• Basisch - pH > 7
• Neutraal - pH = 7
Indicator: stof die de zuurgraad meet en van kleur verandert/ Door de kleurverandering
kan je de pH waarde aflezen. Indicatoren kan je terugvinden in Binas tabel 52A.
• Omslagtraject: het pH-gebied waarin de indicator van kleur verandert. VB: een
indicator is normaal rood, maar zodra het dit bepaalde pH-gebied bereikt wordt
het blauw.
Bij het oplossen van zuren in water geven zuren altijd een H +-ion aan een watermolecuul.
Hierdoor ontstaat een oxoniumion (H3O+). Ook ontstaat er een zuurrestion, namelijk de
rest van het zuur. Dit is een negatief ion. Hier kan je een reactievergelijking van maken.
VB: HCl + H2O → H3O+ + Cl- .
• Sterke zuren: zuren die volledig opslitsen in ionen als ze opgelost worden in
water. Dit past bij de voorbeeld reactievergelijking hierboven.
• Zwakke zuren: zuren die niet volledig splitsen in ionen. Opgelost in water
ontstaat er een dynamisch evenwicht, dit altijd links ligt (de stoffen links zijn
meer aanwezig dan de stoffen rechts). VB: CH3COOH + H2O ⇄ H3O+ + CH3COO- .
Zwakke en sterke zuren zijn terug te vinden in Binas tabel 49. De zuren bovenaan zijn
sterk en hoe lager de tabel gaat, hoe zwakker de zuren zijn.
Organische zuren: stoffen waarvan moleculen een koolstofskelet hebben.
Anorganische zuren: zuren zonder koolstofskelet.
Meerwaardige zuren: zuren zie in stat zijn om meer dan 1 H+-ion af te staan.
Instabiele zuren: zuren die als ze in aanraking komen met water uit elkaar vallen.
De zuurgraaf is afhankelijk van de hoeveelheid oxoniumionen in de oplossing.
• pH = -log[H3O+]. De [] staat voor concentratie. De bedoeling is dus dat je de
concentratie oxoniumionen in de oplossing weet in mol per liter.
• [H3O+] = 10-pH .
Voor pH-berekeningen geldt dat het aantal significante cijfers in de [H3O+] gelijk moet
zijn aan het aantal decimalen in de pH.
Bij zwakke zuren kan je een evenwichtscontante opstellen.
Kz (zuurconstante) = evenwichtsconstante van de reactie met een zuur en water. VB: Kz
= [H3O+][A-] / [HA]. Water doet niet mee in de reactie omdat deze nog heel veel
, aanwezig is in de oplossing. De zuurconstantes van zuren kan je ook vinden in Binas
tabel 49. Deze staan rechts op de pagina bij het bijpassende zuur.
Bij het berekenen van een K z maak je gebruik van het boe-schema. B staat voor begin, O
voor omgezet en E voor evenwicht. Omdat dit moeilijk uit te leggen is staat hieronder een
voorbeeld.
Aan een vat van 10L wordt 5,0 mol NO en 4,0 mol O 2 toegevoegd. Na een tijd vormt er
zich een evenwicht met NO2. Er blijkt 2,0 mol stikstofmono-oxide te zijn verdwenen.
Bereken de evenwichtsconstante van dit evenwicht.
Mol/L 2 NO + O2 ⇄ 2 NO2
Begin 5,0 mol : 10 L = 0,50 0,40 0
Omgezet -0,20 -0,10 +0,20
Evenwicht 0,30 0,30 0,20
2 2
[𝑁𝑂2 ] (0,20)
𝐾= 2
= = 1,5
[𝑁𝑂] [𝑂2 ] (0,30)2 ∙ 0,30
Bij Begin reken je om naar mol/L, omdat je uiteindelijk de evenwichtsconstante moet
invullen in deze eenheid. Wat je ook kan doen is eerst in mol invullen en voor het invullen
van de breuk het omrekenen naar mol/L.
Bij omgezet bereken je bij zuurstof en stikstofdioxide wat er is omgezet aan de hand van
de verhoudingen in de reactievergelijking. Zo weet je dus dat bij 2 NO 0,20 is omgezet en
de verhoudingen 2 : 1 : 2 zijn.
Hoofdstuk 9 Basen:
Base: in tegenstelling tot een zuur neemt een base een H+-ion op van water. Op deze
manier blijft er bij water OH—ionen over.
• Sterke base: een base die in water in een volledig aflopende reactie OH—ionen
vormt.
• Zwakke base: een base die in water in een evenwichtsreactie OH—ionen vormt.
De basen kan je terugvinden in Binas tabel 49. Links staan de zuren en rechts de basen.
Ook staat er de baseconstante. Bij de sterke en zwakke basen werkt het omgekeerd van
de zuren. De zwakke basen staan dus bovenaan en hoe lager je gaat hoe sterker de
basen worden.
Geconjugeerd zuur-basepaar: een paar van een zuur en een base waarvan het zuur de
H+ afstaat en de base dat H+-ion opneemt. Verder zijn de elementen in de stoffen
hetzelfde.
Reactievergelijkingen van basen: basen worden toegevoegd aan een oplossing via een
zout. Een base is namelijk een ion, dus kan niet zomaar zelf toegevoegd worden.
• Goed oplosbaar sterk basisch ion: noteren in 1 aflopende reactievergelijking.
• Goed oplosbaar zwak basisch ion: noteren in 2 reactievergelijkingen. Hierbij
moet de eerste reactievergelijking de oplosvergelijking van het zout zijn en de
tweede vergelijking de evenwichtsreactie van de zwakke base.
• Slecht oplosbaar sterk basisch ion: geen reactie
• Slecht oplosbaar zwak basisch ion: geen reactie.
Meerwaardige basen: basen die meer dan 1 H+-ionen kunnen opnemen.
• Meerwaardige zwakke basen: basen die meerdere oxoniumionen kunnen
opnemen maar door de evenwichtsreactie vaak maar 1 daarvan opnemen.
