Hoofdstuk 15 Zuren en Basen PDF

Hoofdstuk 16: Zuren en Basen Chemie Chemistry in Action De werking van de maag 2 Chemie 15.1 Brønsted zuren en basen Arrhenius zuur en base Arrhenius zuur: een verbinding die H+ (H3O+) ionen vormt in water Arrhenius base: een verbinding die OH- ionen vormt in water 3 Chemie 15.1 Brønste...

Hoofdstuk 16: Zuren en Basen Chemie Chemistry in Action De werking van de maag 2 Chemie 15.1 Brønsted zuren en basen Arrhenius zuur en base Arrhenius zuur: een verbinding die H+ (H3O+) ionen vormt in water Arrhenius base: een verbinding die OH- ionen vormt in water 3 Chemie 15.1 Brønsted zuren en basen Geconjugeerd zuur-base paar Brfnsted zuur: protonendonor Brfnsted base: protonenacceptor Geconjugeerd zuur-base paar: zuur met zijn geconjugeerde base of base met zijn geconjugeerd zuur Geconjugeerde base : wat overblijft wanneer een proton wordt verwijderd van een zuur Geconjugeerd zuur: wat resulteert na de additie van een proton aan een brønsted base Geconjugeerd zuur-base paar: verschil van één proton Elke base heeft een geconjugeerd zuur Elk zuur heeft een geconjugeerde base 4 Chemie 15.1 Brønsted zuren en basen Geconjugeerd zuur-base paar Waar bevinden de ladingen zich op de moleculen? base 5 + zuur geconjugeerd zuur geconjugeerde base Chemie 15.1 Brønsted zuren en basen Geconjugeerd zuur-base paar 6 Chemie 15.2 Zuur-base eigenschappen van water H+ (aq) + OH- (aq) H2O (l) Auto-ionisatie van water H O + H H O H O ] H + H O - H Geconjugeerd zuur base H2O + H2O zuur 7 [H + H3O+ + OHGeconjugeerde base Chemie 15.2 Zuur-base eigenschappen van water Het ionenproduct van water H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq) Kc = Kw = [H+][OH-] Kw = dissociatieconstante van water = het product van de molaire concentraties van H+ en OH- ionen bij een bepaalde temperatuur. 250C Bij Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 [H+] = [OH-] [H+] > [OH-] [H+] < [OH-] 8 Oplossing is neutraal zuur basisch Chemie 15.2 Zuur-base eigenschappen van water Voorbeeld 1: De concentratie van hydroxide-ionen in een huishoudelijk schoonmaakproduct bedraagt 0.0025M . Bereken de concentratie van protonen in deze oplossing? [OH-] = 0.0025 M 9 [H+] = Kw/[OH-] = 10–14/0.0025 = 4 x 10-12 M Chemie 15.2 Zuur-base eigenschappen van water Example 15.2 Voorbeeld 2: Wat is de concentratie van OH- ionen in een HCl oplossing waarvan de H+ concentratie 1.3 M is? Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 [H+] = 1.3 M [OH-] = 10 Kw [H+] = 1 x 10-14 1.3 = 7.7 x 10-15 M Chemie 15.3 pH – een maat voor de zuurheid pH = -log [H+] [H+] = [OH-] bij 250C [H+] = 1 x 10-7 pH = 7 zuur [H+] > [OH-] [H+] > 1 x 10-7 pH < 7 basisch [H+] < [OH-] [H+] < 1 x 10-7 pH > 7 Oplossing is neutraal pH 11 [H+] Chemie 15.3 pH – een maat voor de zuurheid [H3O+] = [H+] = 10-pH [OH-] = 10-pOH pOH = -log [OH-] [H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14 -log [H+] – log [OH-] = 14.00 pH + pOH = 14.00 12 Chemie 15.3 pH – een maat voor de zuurheid 13 Chemie Maagzuur Dagelijks 2 - 3 liter maagsap productie. Maagsap = zure spijsverteringsvloeistof, bevat o.a. zoutzuur. pH maagsap ≈ 1,5, overeenkomend met zoutzuurconcentratie 0,03 M → sterk genoeg om zinkmetaal op te lossen Doel sterk zure medium in maag = verteren voedsel + activeren bepaalde spijsverteringsenzymen Gezonde maag ~ elke drie dagen volledig opnieuw gevoed Als zuurgehalte te hoog → spiercontractie, pijn, ontsteking, bloedingen Zuurremmers zoals aspirine (acetylsalicylzuur) kunnen helpen → aspirine kan bij sommigen echter leiden tot ernstige bloedingen → aanwezigheid alcohol maakt acetylsalicylzuur nog beter oplosbaar en bevordert zo het bloeden 14 Chemie 15.3 pH – een maat voor de zuurheid Voorbeeld: Bereken de protonen-concentratie in regenwater met pH= 5.23 pH = -log [H+] Example 15.3-15.5 [H+] = 10-pH = 10-5.23 = 5.9 x 10-6 M Voorbeeld: De OH- ionen concentratie in een bloedstaal is 2.5 x 10-7 M. Wat is de pH van het bloed? pH + pOH = 14.00 pOH = -log [OH-] = -log (2.5 x 10-7) = 6.60 pH = 14.00 – pOH = 14.00 – 6.60 = 7.40 15 Chemie 15.4 Sterkte van zuren en basen Sterke zuren zijn sterke elektrolyten Sterk zuur 100% dissociatie HNO3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO3- (aq) zwak zuur = zwak electrolyt – niet volledig gedissocieerd CH3COOH 16 CH3COO- (aq) + H+ (aq) Chemie 15.4 Sterkte van zuren en basen Sterke zuren zijn sterke elektrolyten HNO3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO3- (aq) HClO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + ClO4- (aq) H2SO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HSO4- (aq) 17 Chemie 15.4 Sterkte van zuren en basen Zwakke zuren zijn zwakke elektrolyten HF (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + H2O (l) 18 H3O+ (aq) + F- (aq) H3O+ (aq) + NH3 (aq) Chemie 15.4 Sterkte van zuren en basen Sterke basen zijn sterke elektrolyten Na+(aq) + OH-(aq) NaOH (s) H2O K+ (aq) + OH- (aq) H2O 2+ Ba(OH)2 (s) Ba (aq) + 2OH- (aq) KOH (s) 19 Chemie 15.4 Sterkte van zuren en basen Zwakke basen zijn zwakke elektrolyten Zuurresten van zwakke zuren zijn zwakke basen NO2- (aq) + H2O (l) 20 OH- (aq) + HNO2 (aq) Chemie 15.4 Sterkte van zuren en basen Geconjugeerde zuur-base paren Relatieve sterkte van zuren en basen 21 Chemie 15.4 Sterkte van zuren en basen Geconjugeerde zuur-base paren De geconjugeerde base van een sterk zuur is zwak Het geconjugeerde zuur van een sterke base is zwak H3O+ is het sterkste zuur (OH- is de sterkste base) dat kan bestaan in waterige oplossingen. 22 Chemie 15.4 Sterkte van zuren en basen pH-berekening van oplossingen van sterke zuren en basen Wat is de pH van een 2 x 10-3 M HNO3 oplossing? HNO3 (aq) + H2O (l) B 0,002 M R -0,002 M Eind 0,0 M Example 15.6-15.7 HNO3 sterk zuur– 100% dissociatie. H3O+ (aq) + NO3- (aq) 0,0 M 0,0 M + 0,002 M + 0,002 M 0,002 M 0,002 M pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0,002) = 2,7 Wat is de pH van een 1.8 x 10-2 M Ba(OH)2 oplossing? Ba(OH)2 (s) B 0,018 M R - 0,018 M Eind 0,0 M 23 Ba2+ (aq) + 2OH- (aq) 0,0 M 0,0 M + 0,018 M + 0,036 M 0,018 M 0,036 M Ba(OH)2 sterke base – 100% dissociatie. pH = 14.00 – pOH = 14,00 + log(0,036) = 12.6 Chemie 15.5 Zwakke zuren en ionisatieconstanten H3O+ (aq) + A- (aq) HA (aq) + H2O (l) HA (aq) H+ (aq) + A- (aq) [H+][A-] [H3O+][A-] Ka = = [HA] [HA] Ka is de aciditeitsconstante (pKa = -log Ka) Ka 24 Zuursterkte Chemie 15.5 Zwakke zuren en ionisatieconstanten Ionisatieconstanten van enkele zwakke zuren 25 Chemie 15.5 Zwakke zuren en ionisatieconstanten pH-berekening van oplossingen van zwakke zuren Voorbeeld 1: Wat is de pH van een 0.50 M waterstoffluoride oplossing bij 25°C? H+ HF (aq) Begin (M) Reactie (M) 0.50 -x Evenwicht (M) 0.50 - x x2 = 7.1 x 10-4 Ka = 0.50 - x Ka  x2 0.50 = 7.1 x 10-4 [H+] = [F-] = 0.019 M 26 (aq) + F- (aq) Ka = 0.00 +x 0.00 +x x x Ka << 1 x2 = 3.55 x 10-4 [HF] = 0.50 – x = 0.48 M [H+][F-] [HF] = 7.1 x 10-4 0.50 – x  0.50 x1 = 0.019 M en x2= -0.019M 0.019M x100 = 3.8% 0.50M pH = -log [H+] = 1.72 Chemie 15.5 Zwakke zuren en ionisatieconstanten pH-berekening van oplossingen van zwakke zuren Voorbeeld 2: Wat is de pH van een 0.122 M oplossing van een monoprotisch zuur met Ka= 5.7 x 10-4 ? HA (aq) Begin (M) Reactie (M) Evenwicht (M) Ka = Ka  x2 0.122 - x x2 0.122 0.122 -x 0.122 - x 0.00 +x x = 5.7 x 10-4 Ka << 1 = 5.7 x 10-4 0.0083 M x 100% = 6.8% 0.122 M 27 H+ (aq) + A- (aq) 0.00 +x x 0.122 – x  0.122 x2 = 6.95 x 10-5 x1 = 0.0083 M en x2=-0.0083M Meer dan 5% verwaarlozing niet ok. => x behouden in noemer Chemie 15.5 Zwakke zuren en ionisatieconstanten pH-berekening van oplossingen van zwakke zuren HA (aq) H+ (aq) + A- (aq) Begin (M) 0.122 0.00 0.00 Reactie (M) -x +x +x x x Evenwicht (M) Ka = x2 0.122 - x 0.122 - x = 5.7 x 10-4 ax2 + bx + c =0 x = 0.0081 [H+] = x = 0.0081 M 28 Example 15.8 x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0 -b ± b2 – 4ac x= 2a x = - 0.0081 pH = -log[H+] = 2.09 Chemie 15.5 Zwakke zuren en ionisatieconstanten pKa-berekening van oplossingen van zwakke zuren Example 15.9 Voorbeeld 3: Hypochlorigzuur wordt gebruikt in bleekmiddelen. Wanneer de pH van een 0.12 M oplossing 2.73 is, wat is dan de aciditeitsconstante van hypochlorigzuur? 29 Chemie 15.5 Zwakke zuren en ionisatieconstanten Ionisatieprocent ionisatieprocent = evenwichtsconcentratie van het geïoniseerde zuur beginconcentratie van het zuur x 100% Voor een monoprotisch zuur HA Ionisatieprocent = [A-] [HA]0 x 100% met [HA]0 = beginconcentratie Voorbeeld 4: Bereken de pH van een a) 0.1M azijnzuuroplossing b) 0.001M azijnzuuroplossing c) 0.00001M azijnzuuroplossing 30 Chemie 15.5 Zwakke zuren en ionisatieconstanten Diprotische en polyprotische zuren - hebben meer dan één zure waterstof ioniseren in stappen, één proton per stap voor elke stap kan een ionisatieconstante geschreven worden twee of meer evenwichtsuitdrukkingen moeten geschreven worden. De eerste stap heeft de grootste evenwichtsconstante en zal bijgevolg de grootste bijdrage leveren aan de H+-ionen concentratie pKa1=6.4 Ka1=3.98x10-7 pKa2=10.4 Ka2=3.98x10-11 Voorbeeld 5: Bereken de pH van 0.1M fosforzuur 31 Chemie 15.6 Zwakke basen en ionisatieconstanten NH4+ (aq) + OH- (aq) NH3 (aq) + H2O (l) Kb = [NH4+][OH-] [NH3] Kb is de basiciteitsconstante Kb Base sterkte Oplossen zoals problemen met zwakke zuren, behalve dat [OH-] wordt berekend in plaats van [H+]. Voorbeeld 6: Wat is de pH van een 0.40 M ammoniak oplossing? 32 Chemie 15.6 Zwakke basen en ionisatieconstanten Ionisatieconstanten van enkele zwakke basen 33 Example 15.10 Chemie 15.7 Verband tussen aciditeits- en basiciteitsconstanten van geconjugeerde zuur-baseparen HA (aq) A- (aq) + H2O (l) H2O (l) KaKb = Kw H+ (aq) + A- (aq) Ka OH- (aq) + HA (aq) Kb H+ (aq) + OH- (aq) Kw pKa + pKb = pKw Zwak zuur en zijn geconjugeerde base Kw Ka = Kb 34 Kw Kb = Ka Chemie 15.7 Verband tussen aciditeits- en basiciteitsconstanten van geconjugeerde zuur-baseparen Zuurresten van zwakke zuren zijn zwakke basen vb. acetaation CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- Kb = Kw/Ka = 5.6 x 10-10 Zuurresten van sterke zuren reageren niet met water vb. chloride ion Cl- + H2O HCl + OH- Kb = Kw/Ka = 1 x 10-21 pKa,HCl=-7 En ook: Geconjugeerde zuren van zwakke basen zijn zwakke zuren vb. Ammoniumion Reactieproducten van de reactie van een sterke base met water zijn zwakke zuren en reageren niet met water 35 Chemie 15.7 Verband tussen aciditeits- en basiciteitsconstanten van geconjugeerde zuur-baseparen Relatieve sterkte van zuren en basen 36 Chemie 15.10 Zuur-base eigenschappen van zouten Goed oplosbare zouten zijn sterke elektrolyten die volledig dissociëren in water. Reactie van gevormde ionen met water (hydrolyse) beïnvloeding van de pH Er zijn zouten die - neutrale oplossingen vormen - zure oplossingen vormen - basische oplossingen vormen Algemeen voor goed oplosbare zouten MA M+ + 2 H2O A- + H2 O 37 MOH + H3O+ HA + OH- Ka Kb Als M+ + A Ka = Kb Ka > Kb Ka < Kb oplossing is neutraal oplossing is zuur oplossing is basisch Chemie 15.10 Zuur-base eigenschappen van zouten Zouten die neutrale oplossingen vormen H2 O Na+ (aq) + NO3- (aq) NaNO3 (s) Ka,Na+ <<<<<<< en Kb,NO3- <<<<<<<<< NH4OOCCH3 (s) H2 O NH4+ (aq) + CH3COO- (aq) Kb, CH3COO- = Ka,NH4+ 38 Chemie 15.10 Zuur-base eigenschappen van zouten Zouten die basische oplossingen vormen CH3COONa (s) H2O Na+ (aq) + CH3COO- (aq) CH3COO- (aq) + H2O (l) Kw Ka = Kb = CH3COOH (aq) + OH- (aq) [CH3COOH][OH-] [CH3COO-] Kb = 5.6 x 10-10 Voorbeeld 7: Bereken de pH van een 0.1M natriumacetaat oplossing 39 Chemie 15.10 Zuur-base eigenschappen van zouten Zouten die zure oplossingen vormen NH4Cl (s) H2O NH4+ (aq) + Cl- (aq) NH4+ (aq) + H2O (l) Kw Kb = Ka = NH3 (aq) + H3O+ (aq) [NH3][H+] [NH4+] Ka = 5.6 x 10-10 Voorbeeld 8: Bereken de pH van een 0.1M ammoniumchloride oplossing 40 Chemie 15.10 Zuur-base eigenschappen van zouten Zouten die zure oplossingen vormen: hydrolyse van het metaalion Hoe kunnen zouten zoals Al(NO3)3, CrCl3 of FeBr3 zure oplossingen vormen? Ka Voorbeeld 9: Bereken de pH van een 0.1M aluminiumnitraat oplossing 41 Chemie 15.10 Zuur-base eigenschappen van zouten Zouten die zure oplossingen vormen: hydrolyse van het metaalion Hoe kunnen zouten zoals Al(NO3)3, CrCl3, of FeBr3 zure oplossingen vormen? 42 Chemie 15.10 Zuur-base eigenschappen van zouten Zouten waarvan kation en anion reageren met water 43 Chemie 15.10 Zuur-base eigenschappen van zouten Anionen die zowel als zuur dan als base kunnen reageren Example 15.13-15.14 “de sterkste wint” Bicarbonate ion as an acid Bicarbonate ion as a base 44 Chemie 15.12 Lewis zuren en basen Definities van een zuur Een Arrhenius zuur is een verbinding die H+ (H3O+) vormt in water Een Brønsted zuur is een protonen donor base + zuur geconjugeerd zuur geconjugeerde base Een Lewis zuur is een elektronenpaar acceptor Een Lewis base is een elektronenpaar donor 45 Chemie 15.12 Lewis zuren en basen 46 Chemie 15.12 Lewis zuren en basen Example 15.15 Er treedt niet noodzakelijk uitwisseling van protonen op 47 Chemie