Scheikunde Zuur-Base PDF

## Toelichting ### Waterconstante K, gecorrigeerde evenwichtsconstante of ionisatieconstante van het waterevenwicht: 2H₂O H₂O*(aq) + OH⁻(aq) K = [H₂O⁺] [OH⁻] ### PH-waarde in water De pH of zuurgraad kan in de praktijk variëren van -1 tot +15. Een geconcentreerde oplossing van een sterk zuur...

## Toelichting ### Waterconstante K, gecorrigeerde evenwichtsconstante of ionisatieconstante van het waterevenwicht: 2H₂O H₂O*(aq) + OH⁻(aq) K = [H₂O⁺] [OH⁻] ### PH-waarde in water De pH of zuurgraad kan in de praktijk variëren van -1 tot +15. Een geconcentreerde oplossing van een sterk zuur met [H₂O⁺] = 10 mol L⁻¹ heeft pH = -log[H₂O⁺] = -log(10) = -1,00. Verwarrend kan zijn, dat een zure oplossing een lage pH heeft, en een basische oplossing een hoge pH. Bij 298 K geldt: pH + pOH = 14,00 want [H₂O⁺] [OH⁻] = 1,0 * 10⁻¹⁴ ### Significantie bij pH-waarden Voor significantie in het algemeen zie blz. 84 [H₂O⁺] in n significante cijfers: pH met n cijfers achter de komma pH met n cijfers achter de komma: evenzo voor [OH⁻] en pOH ### PH-berekeningen voor sterke zuren [H₂O⁺] in n significante cijfers **Hoe groot is de pH van 1,2 * 10⁻¹ M zoutzuur?** Zoutzuur is het zuur HCl opgelost in water: [H₂O⁺] = 1,2 * 10⁻¹ mol L⁻¹ pH = -log[1,2 * 10⁻¹] = 0,92 (antwoord met 2 cijfers achter de komma) **Hoe groot is [H₂O⁺] in een oplossing met pH = 2,5?** [H₂O⁺] = 10⁻²⁵ = 3 * 10⁻³ mol L⁻¹ (1 significant cijfer) ### PH-berekeningen voor sterke basen via pOH Als [OH⁻] bekend is, bereken je pOH en daaruit pH met: pH = 14,00 - pOH **Hoe groot is de pH van een oplossing van 3,8 g NaOH in 1,0 L water?** 3,8 g NaOH = 0,095 mol (want M_NaOH = 39,997 g mol⁻¹). NaOH is in water volledig gesplitst → [OH⁻] = 0,095 mol L⁻¹: pOH = -log(0,095) = 1,02: pH = 14,00 - 1,02 = 12,98 **Hoe groot is de pH van de bovengenoemde NaOH-oplossing na 10x verdunnen?** Bij 10x verdunnen geldt: [OH⁻] = 9,5 * 10⁻³ mol L⁻¹: pOH = -log(0,0095) = 2,02 pH = 14,00 - 2,02 = 11,98. Bij 10x verdunnen verandert de pH één eenheid richting pH = 7. **Hoeveel gram KOH is aanwezig in 1 L oplossing met pH = 12,3?** pOH = 14,0 - 12,3 = 1,7: [OH⁻] = 10⁻¹⁷ = 0,02 mol L⁻¹ (1 significant cijfer) → in 1 L is 0,02 mol KOH (M = 56,106 g mol⁻¹) opgelost: 0,02 * 56,106 = 1 gram KOH ### Binas: molaire massa's van veel gebruikte stoffen [98] ## Begrippen en relaties: Zuur-Base Reacties ### Zuurconstante Bij evenwicht van zwak zuur in water: HZ + H₂O H₂O⁺ + Z⁻ **Begrippen:** Zuurconstante K_a, is gecorrigeerde evenwichtsconstante: K_a= K * [H₂O] K_a is alleen afhankelijk van soort zuur en temperatuur Concentratiebreuk [H₂O⁺] [Z⁻] / [HZ] kan bij oplossen van zuur nog alle waarden hebben. Evenwichtsconcentraties passen zich zodra aan K_a Evenwichtsvoorwaarde K_a = [H₂O⁺] [Z⁻] / [HZ] ### Baseconstante Bij evenwicht van zwakke base in water: Z⁻ + H₂O HZ + OH⁻ **Begrippen:** Baseconstante K_b, is gecorrigeerde evenwichtsconstante: K_b = K * [H₂O] K_b is alleen afhankelijk van soort base en temperatuur. Concentratiebreuk [HZ] [OH⁻] / [Z⁻] kan bij oplossen van base nog alle waarden hebben. Evenwichtsvoorwaarde K_b = [HZ] [OH⁻] / [Z⁻] zodra evenwichtsconcentraties zijn bereikt. ### Berekeningen aan zwakke zuren en basen in oplossing **Rekenschema in stappen:** 1. Schrijf de evenwichtsvergelijking op van zuur of base in water. 2. Geef de bijbehorende evenwichtsvoorwaarde K_a of K_b formule. 3. Substitueer de gegevens in de evenwichtsvoorwaarde (eventueel eerst voorbewerken). **Mogelijkheden bij zwak zuur:** 1. [H₂O⁺] te berekenen uit pH 2. [Z⁻] is gelijk aan [H₂O⁺] 3. [HZ] molariteit van HZ - [Z⁻] **Mogelijkheden bij zwakke base:** 1. [OH⁻] te berekenen uit pH 2. [HZ] is gelijk aan [OH⁻] 3. [Z⁻] molariteit van Z - [HZ] 4. Los de ontstane vergelijking op, dit levert het gevraagde. **Mogelijke uitkomsten:** 1. pH van oplossing hiervoor moet [H₂O⁺] worden berekend. 2. Waarde van K_a of K_b gelijk aan de waarde van de concentratiebreuk. 3. Hoeveel zuur of base is/moet worden opgelost, molariteit is dan onbekende. ### Bufferoplossing Een oplossing waarvan pH vrijwel constant is. **Voorwaarden:** Mengsel van zwak zuur en zwakke bijbehorende base, algemeen: HZ en Z⁻ in vergelijkbare concentraties. In bloed, dat bestand moet zijn tegen pH-schommelingen, is de buffer van CO₂ (H₂CO₃) en HCO₃ aanwezig. **Werking:** Toegevoegd zuur wordt weggenomen door de (zwakke) base Z Toegevoegde base wordt weggenomen door het (zwakke) zuur HZ Toegevoegd water (door verdunnen) nemen [HZ] en [Z⁻] even sterk af. ## Begrippen en relaties: Zuur-Base Reacties ### Waterevenwicht 2 H₂O(l) H₂O⁺(aq) + OH⁻(aq) **Kenmerken:** 1. Evenwicht ligt sterk links, zuiver water bevat zeer weinig ionen. 2. K = [H₂O⁺] [OH⁻] evenwichtsvoorwaarde van het waterevenwicht; gecorrigeerde evenwichtsconstante K_w = K [H₂O]² heet waterconstante * (Bij T=298 K geldt: K_w = 1,00 * 10⁻¹⁴) 3. [H₂O⁺] = [OH⁻] in zuiver water en in neutrale oplossingen zijn beide gelijk aan 1,00 * 10⁻⁷ mol L⁻¹ (bij 298 K of 25 °C). 4. [H₂O⁺] > [OH⁻] in zure oplossingen 5. [H₂O⁺] < [OH⁻] in basische oplossingen ### PH of zuurgraad van oplossingen **Definities:** 1. pH = -log[H₂O⁺]: omgekeerd: [H₂O⁺] = 10⁻pH 2. pOH = -log[OH⁻]: omgekeerd: [OH⁻] = 10⁻pOH 3. pH (dus ook pOH) is afhankelijk van: * Concentratie van zuur of base * Meer zuur meer H₂O⁺(aq) → pH kleiner * Meer base meer OH⁻(aq) → pH groter * Zuur-of basesterkte * Zuur sterker minder H₂O⁺(aq) → pH groter * Zuur sterker meer H₂O⁺(aq) → pH kleiner * Base sterker minder H₂O⁺(aq) → pH groter 4. Verdunning: zowel een zure als een basische oplossing gaat richting pH = 7 ### PH en pOH bij 298 K pH + pOH = 14,00 | [H₂O⁺] in mol L⁻¹ | pH | pOH | Sterker zure oplossing | Neutraal | Sterker basische oplossing | [OH⁻] in mol L⁻¹ | | - | - | - | - | - | - | - | | 10 | -1 | 15 | | | | 10⁻¹⁵ | | 1 | 0 | 14 | | | | 10⁻¹⁴ | | 10⁻¹ | 1 | 13 | | | | 10⁻¹³ | | 10⁻² | 2 | 12 | | | | 10⁻¹² | | 10⁻³ | 3 | 11 | | | | 10⁻¹¹ | | 10⁻⁴ | 4 | 10 | | | | 10⁻¹⁰ | | 10⁻⁵ | 5 | 9 | | | | 10⁻⁹ | | 10⁻⁶ | 6 | 8 | | | | 10⁻⁸ | | 10⁻⁷ | 7 | 7 | | ✓ | | 10⁻⁷ | | 10⁻⁸ | 8 | 6 | | | ✓ | 10⁻⁶ | | 10⁻⁹ | 9 | 5 | | | ✓ | 10⁻⁵ | | 10⁻¹⁰ | 10 | 4 | | | ✓ | 10⁻⁴ | | 10⁻¹¹ | 11 | 3 | | | ✓ | 10⁻³ | | 10⁻¹² | 12 | 2 | | | ✓ | 10⁻² | | 10⁻¹³ | 13 | 1 | | | ✓ | 10⁻¹ | | 10⁻¹⁴ | 14 | 0 | | | ✓ | 1 | | 10⁻¹⁵ | 15 | -1 | | | ✓ | 10 | ## Toelichting ### Zuursterkte en Basesterkte **Voorbeelden van zuur-basekoppels:** | Zuur | Base | | ----------- | ----------- | | **Sterke Zuren** | **Extreem Zwakke Basen** | | H₂SO₄ zwavelzuur | HSO₄⁻ waterstofsulfaation | | HNO₃ salpeterzuur | NO₃⁻ nitraation | | HCl waterstofchloride | Cl⁻ chloride-ion | | **Zwakke Zuren** | **Zwakke Basen** | | H₃O⁺ | H₂O | | CH₃COOH ethaanzuur | CH₃COO⁻ ethanoaation | | CO₂ +H₂O of 'H₂CO₃' (koolzuur) | HCO₃⁻ waterstofcarbonaation | | HCO₃⁻ waterstofcarbonaation | CO₃²⁻ carbonaation | | NH₄⁺ ammoniumion | NH₃ ammoniak | | R-NH₃⁺ | R-NH₂ alkaanamine | | **Extreem Zwak Zuur** | **Sterke Basen** | | C₆H₅OH benzenol (fenol) | C₆H₅O⁻ benzenolaation | | H₂O | OH⁻ hydroxide-ion | | OH⁻ hydroxide-ion | O²⁻ oxide-ion | ### Zuren in water weergeven in formules 1. **Sterke zuren:** in water worden weergegeven als losse ionen, omdat ze volledig gesplitst zijn, bv. oplossing van HCl (zoutzuur): H₂O⁺(aq) + Cl⁻(aq) * Bij reacties is meestal alleen H₂O⁺ van belang. 2. **Opgeloste zwakke zuren:** worden weergegeven met de formule van het zuur zelf, bv. oplossing van fosforzuur, H₃PO₄(aq) of van azijnzuur, CH₃COOH(aq). ### Basen in water weergeven in formules 1. **Sterke basen:** worden gekenmerkt door de OH⁻ ionen die ze met water vormen, bijvoorbeeld opgelost KOH (kaliloog) is K⁺(aq) + OH⁻(aq); opgelost Ca(OH)₂ of kalkwater is Ca²⁺(aq) + 2 OH⁻(aq) * O₂ in Na₂O reageert met water volledig tot natronloog: Na⁺(aq) + OH⁻(aq) * Bij reacties is meestal alleen OH⁻ van belang. 2. **Opgeloste zwakke basen:** worden weergegeven met de formule van de base zelf, bv. NH₃(aq) in ammonia en CO₃²⁻ in een K₂CO₃ oplossing. ### Binas: zuren en basen (49); triviale namen (66A) ## Begrippen en relaties: Zuur-Base Reacties ### Zuur-Base Reacties **Definities:** 1. **Zuur:** Deeltje dat (of stof die) H⁺ionen (protonen) kan afstaan: protondonor. 2. **Base:** Deeltje dat (of stof die) H⁺ ionen (protonen) kan opnemen: protonacceptor. 3. **Zuur-Basekoppel:** Zuur en base die door overdracht van één proton in elkaar over kunnen gaan: zuur base + H⁺ ### Zuren lossen op in water **Meest voorkomend: zuur is HZ** **Op microniveau:** 1. **Verbreking van bindingen** tussen zuurmoleculen in het algemeen: H-bruggen, dipool-dipoolinteractie en vanderwaalsbindingen tussen HZ moleculen onderling. 2. **Verbreking van polaire atoombindingen** in zuurmoleculen door afgifte van H⁺; benodigde energie bepaalt (mede) sterkte van zuur (zie macroniveau). 3. **Vorming van polaire atoombindingen** met watermoleculen door opname van H⁺; de gevormde H₂O⁺ ionen heten oxoniumionen. 4. **Verbreking van waterstofbruggen** tussen zuur- en watermoleculen (naast molecuulbindingen) 5. **Hydratatie van de gevormde ionen** (ion-dipoolinteractie) **Zuursterkte (macroniveau):** 1. **Sterk zuur:** splitst in water volledig, bijvoorbeeld salpeterzuur: HNO₃(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + NO₃⁻(aq) 2. **Zwak zuur:** vormt evenwicht met bijbehorende zwakke base, bijvoorbeeld: HF(aq) + H₂O(l) H₃O⁺(aq) + F⁻(aq) 3. **Extreem zwak zuur:** in water geen afsplitsing van H⁺, bijvoorbeeld: extreem zwak zuur C₂H₂OH vormt een zuur-basekoppel met sterke base C₂H₂O⁻ ### Basen lossen op in water **Meest voorkomend: base is Z⁻, als ion in zout MZ** **Op microniveau:** 1. **Verbreking van ionbindingen** in het zout: MZ M⁺ + Z⁻ 2. **Hydratatie van positieve en negatieve ionen:** M⁺ → M⁺(aq) en Z⁻ → Z⁻(aq) 3. **Verbreking van polaire atoombindingen** bij afgifte van H⁺ door watermoleculen (levert OH⁻) 4. **Vorming van atoombindingen** met basische ionen door opname van H⁺; geleverde energie bepaalt (mede) sterkte van base (zie macroniveau) 5. **Verbreking van hydratatie** tussen basisch ionen en watermoleculen. 6. **Vorming van waterstofbruggen** tussen gevormde (zuur)moleculen en watermoleculen **Basesterkte (macroniveau):** 1. **Sterke base:** met ionisatie, bijvoorbeeld: KOH(s) → K⁺(aq) + OH⁻(aq); met aflopende reactie, bijvoorbeeld: C₂H₂O⁻(aq) + H₂O(l) C₂H₂OH(aq) + OH⁻(aq) 2. **Zwakke base:** vormt evenwicht met het bijbehorende zwakke zuur, bijvoorbeeld: F⁻(aq) + H₂O(l) HF(aq) + OH⁻(aq) 3. **Extreem zwakke base:** in water geen vorming van OH⁻, bijvoorbeeld NO₃⁻; extreem zwakke base vormt een zuur-basekoppel met sterk zuur. ### Herkennen van zuur-basereacties Reacties waarbij een zuur H⁺ ionen afstaat aan een base. **Voorbeelden:** 1. NH₃(g) + HCl(g) → NH₄Cl(s) is een zuur-basereactie, want het ammoniumion (in het gevormde salmiakzout) is het bijbehorende zuur van ammoniak. 2. H₂O₂(aq) + SO₄²⁻(aq) → H₂O(l) + SO₄⁻(aq) is **geen** zuur-basereactie, want er is geen H⁺ overdracht. ### Toepassingen van zuur-basereacties 1. **Verwijderen van ketelsteen met azijn (zuur):** Ketelsteen (CaCO₃) bevat de base CO₃²⁻ die 2 H⁺ opneemt uit het zuur; vorming van H₂CO₃ (→ CO₂ + H₂O): CaCO₃(s) + 2H₂O⁺(aq) → Ca²⁺(aq) + CO₂(g) + 3 H₂O(l) 2. **Koolstofdioxide aantonen door neerslagvorming met kalkwater:** CO₂ gedraagt zich in water als H₂CO₃, dat 2 H⁺ afgeeft aan OH⁻ in het kalkwater; uit de gevormde CO₂ en de aanwezige Ca²⁺ ontstaat een neerslag: CO₂(g) + Ca²⁺(aq) + 2OH⁻(aq) → CaCO₃(s) + H₂O(l) 3. **Oplossen van slecht oplosbare metaaloxiden en -hydroxiden:** In veel metaaloxiden of -hydroxiden reageert de sterke base O²⁻ of OH⁻ niet met water door de slechte oplosbaarheid. Met het sterkere zuur H₂O⁺ reageren deze metaaloxiden of -hydroxiden wel, zodat ze in oplossing gaan, bv. koperoxide in zoutzuur: CuO(s) + 2H₂O⁺(aq) → Cu²⁺(aq) + 3H₂O(l) 4. **Bereiding van zouten, bv. bariumsulfaat door reactie van Ba(OH)₂ oplossing met zwavelzuur:** Hier is sprake van een neutralisatiereactie naast een neerslagreactie: Ba²⁺(aq) + 2OH⁻(aq) + 2H₂O⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) → 4H₂O(l) + BaSO₄(s) 5. **Bepaling van een hoeveelheid zuur met een base (of omgekeerd) d.m.v. titratie; zie blz. 79** ### Opstellen van reactievergelijkingen van zuur-basereacties (zie ook blz. 35) **Voorbeelden:** 1. **Verdund salpeterzuur met ammonia:** H₃O⁺(aq) + NH₃(aq) → H₂O(aq) + NH₄⁺(aq) (NO₃⁻ is tribune-ion) 2. **Verdund zoutzuur met een oplossing van natriumsulfide:** H₃O⁺(aq) + S²⁻(aq) → H₂O(aq) + HS⁻(aq) (Cl⁻ en Na⁺ zijn tribune-ionen) 3. **Overmaat verdund zoutzuur met een oplossing van natriumsulfide:** 2 H₃O⁺(aq) + S²⁻(aq) → 2H₂O(aq) + H₂S(g) 4. **Overmaat kaliloog met een oplossing van fosforzuur:** H₃PO₄(aq) + 3 OH⁻(aq) → 3 H₂O(aq) + PO₄³⁻(aq) (K⁺ is tribune-ion) 5. **Oplossing van waterstofcyanide met sodaoplossing:** HCN(aq) + CO₃²⁻(aq) CN⁻(aq) + HCO₃⁻(aq) (Na⁺ is tribune-ion) 6. **Oplossing van diwaterstofsulfide met natriumfluoride-oplossing:** Reactie verloopt niet want H₂S is een zwakker zuur dan HF; F⁻ is een zwakkere base dan HS⁻. ## Toelichting ### Berekeningen aan zwakke zuren en basen in oplossing **Berekening van hoeveelheid zwak zuur in water** **Tafelazijn heeft pH = 2,5.** Bereken de hoeveelheid gram azijnzuur (CH₃COOH) per liter. **Azijnzuur is zwak zuur:** CH₃COOH(aq) + H₂O(l) ⇌ CH₃COO⁻(aq) + H₃O⁺(aq) K_a = [CH₃COO⁻] [H₃O⁺] / [CH₃COOH] hierbij geldt: K_a = 1,7 * 10⁻⁵ en [CH₃COO⁻] = [H₃O⁺] pH = 2,5 -log[H₃O⁺] = -2,5 of [H₃O⁺] = 10⁻²⁵ mol L⁻¹ = 3*10⁻³ mol L⁻¹ 1,7 * 10⁻⁵(3*10⁻³) / [CH₃COOH] [CH₃COOH] = 0,5 mol L⁻¹ Dit is de evenwichtsconcentratie, maar ook (in 1 L) het totale aantal mol toegevoegd azijnzuur, want 3*10⁻³ mol (gesplitst) is te verwaarlozen (tov. 0,5 mol). M_CH₃COOH = 60,053 g mol⁻¹: tafelazijn bevat 0,5 * 60,053 = 3*10¹ g azijnzuur per liter. **PH-berekening van zwakke base in water** **Huishoudammonia bevat 15 (massa)% NH₃, dichtheid = 0,93 g ml⁻¹** Hoe is de pH van huishoudammonia? **Ammoniak is zwakke base:** NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq) K_b = [NH₄⁺] [OH⁻] / [NH₃] hierbij geldt: K_b = 1,8 * 10⁻⁵ en [NH₄⁺] = [OH⁻] = x mol L⁻¹ 1 liter 15% ammonia heeft een massa van 930 g en bevat 0,15 * 930 = 140 g NH₃ → er is 140 g / 17 g mol⁻¹ = 8,2 mol NH₃ per liter opgelost. Als hiervan x mol splitst, dan geldt voor ammoniak: [NH₃] = (8,2 - x) mol L⁻¹. Stel dat de afname x, door vorming van NH₄⁺, verwaarloosbaar is t.o.v. 8,2 Invullen in de evenwichtsvoorwaarde geeft: [OH⁻] = 8,2 * 1,8 * 10⁻⁵ = 1,2 * 10⁻² mol L⁻¹ (ook: x = 1,2 * 10⁻², dus verwaarlozen t.o.v. 8,2 was toegestaan) pOH = -log (1,2 * 10⁻²) = 1,92: pH = 14,00 - 1,92 = 12,08 ### Buffermengsel in bloed De pH van bloed wordt door een buffermengsel van HCO₃⁻ en CO₂ zo goed mogelijk constant (zwak basisch) gehouden. **In welke molverhouding komen HCO₃⁻ en CO₂ voor in bloed dat een pH van 7,42 heeft?** In bloed is het volgende (koolzuur)evenwicht aanwezig: 2 H₂O + CO₂ ⇌ H₃O⁺ + HCO₃⁻ Hierbij geldt: K_a = [H₃O⁺] [HCO₃⁻] / [CO₂] = 4,96 * 10⁻⁷ (bij 37 °C) = [HCO₃⁻] / [CO₂] * 4,96 * 10⁻⁷ pH = 7,42 [H₃O⁺] = 10⁻⁷.⁴² mol L⁻¹ = 3,8 * 10⁻⁸ mol L⁻¹ [HCO₃⁻] / [CO₂] = 4,96 * 10⁻⁷ / 3,8 * 10⁻⁸ = 1,3 (2 significante cijfers). **Conclusie: molverhouding HCO₃⁻ : CO₂ = 4,96 * 10⁻⁷ : 3,8 * 10⁻⁸ = 1,0 (2 significante cijfers).** ### Binas: dichtheden en molariteiten (43) ## Begrippen en relaties: Zuur-Base Reacties ### Zuur-Base Reacties: Donor-Acceptorreacties: overdracht van H⁺ (proton) van zuur naar base. **Mogelijk verloop:** 1. **Evenwichtsreactie**: zuur + base ⇌ base + zuur 2. **Protonendonor**: zwak zuur + zwakke base + H⁺ ⇌ zuur + base (een zuur-basekoppel) 3. **Protonenacceptor**: zwakke base + H⁺ ⇌ zwak zuur + base (een zuur-basekoppel) 4. **Reactie tussen zuur en base loopt af:** evenwicht ligt sterk rechts. **Oorzaken:** 1. **Zuur veel sterker dan zuur:** K_a,zuur >> K_a,zuur₂ > **Product is gasvormig:** >> Voorbeelden: >> * zuur (waterstofcarbonaation → CO₂ >> * zuur + (waterstofsulfiet-ion) → SO₂ >> * zuur (waterstof)sulfide-ion → H₂S >> * base + ammoniumion → NH₃ 2. **Reactie tussen zuur en base verloopt niet:** evenwicht ligt sterk links. > **Oorzaken:** >> * zuur veel zwakker dan zuur, bv. NH₄⁺ reageert niet met SO₄²⁻ (want HSO₄⁻ is sterker zuur dan NH₄⁺) >> * onoplosbaarheid van beginstof, bv. CuO reageert niet met H₂O. ### Opstellen van reactievergelijkingen bij zuur-basereacties **In stappen:** 1. Ga na welke **stof** of **deeltje** het zuur is. 2. Ga na welke **stof** of **deeltje** de base is. 3. Noteer **zuur** en **base** op juiste manier (zie ook blz. 35) 4. Ga na **hoe** H⁺ overdracht plaatsvindt. 5. Noteer **reactieproducten** op juiste manier. ### Begrippen en relaties: Zuur-Base Reacties **Zuur-Base Reacties: donor-acceptorreacties - overdracht van H⁺ (proton) van zuur naar base** **Mogelijk verloop:** 1. **Evenwichtsreactie:** zuur + base ⇌ zuur + base 2. **Protonendonor:** zwak zuur + zwakke base + H⁺ ⇌ zuur + base (een zuur-basekoppel) 3. **Protonenacceptor:** zwakke base + H⁺ ⇌ zwak zuur + base (een zuur-basekoppel) 4. **Reactie tussen zuur en base loopt af:** evenwicht ligt sterk rechts. **Oorzaken:** 1. **Zuur veel sterker dan zuur:** K_a,zuur >> K_a,zuur₂ * **Product is gasvormig:** Voorbeelden: * zuur (waterstofcarbonaation → CO₂ * zuur + (waterstofsulfiet-ion) → SO₂ * zuur (waterstof)sulfide-ion → H₂S * base + ammoniumion → NH₃ 2. **Reactie tussen zuur en base verloopt niet:** evenwicht ligt sterk links. * **Oorzaken:** * zuur veel zwakker dan zuur, bv. NH₄⁺ reageert niet met SO₄²⁻ (want HSO₄⁻ is sterker zuur dan NH₄⁺) * onoplosbaarheid van beginstof, bv. CuO reageert niet met H₂O ### Opstellen van reactievergelijkingen bij zuur-basereacties **In stappen:** 1. Ga na welke **stof** of **deeltje** het zuur is. 2. Ga na welke **stof** of **deeltje** de base is. 3. Noteer **zuur** en **base** op juiste manier (zie ook blz. 35) 4. Ga na **hoe** H⁺ overdracht plaatsvindt. 5. Noteer **reactieproducten** op juiste manier. ## Toelichting ### Berekeningen aan zwakke zuren en basen in oplossing **Berekening van hoeveelheid zwak zuur in water** **Tafelazijn heeft pH = 2,5.** Bereken de hoeveelheid gram azijnzuur (CH₃COOH) per liter. **Azijnzuur is zwak zuur:** CH₃COOH(aq) + H₂O(l) ⇌ CH₃COO⁻(aq) + H₃O⁺(aq) K_a = [CH₃COO⁻] [H₃O⁺] / [CH₃COOH] hierbij geldt: K_a = 1,7 * 10⁻⁵ en [CH₃COO⁻] = [H₃O⁺] pH = 2,5 -log[H₃O⁺] = -2,5 of [H₃O⁺] = 10⁻²⁵ mol L⁻¹ = 3 * 10⁻³ mol L⁻¹ 1,7 * 10⁻⁵(3 * 10⁻³) / [CH₃COOH] [CH₃COOH] = 0,5 mol L⁻¹ Dit is de evenwichtsconcentratie, maar ook (in 1 L) het totale aantal mol toegevoegd azijnzuur, want 3 * 10⁻³ mol (gesplitst) is te verwaarlozen (tov. 0,5 mol). M_CH₃COOH = 60,053 g mol⁻¹: tafelazijn bevat 0,5 * 60,053 = 3 * 10¹ g azijnzuur per liter. **PH-berekening van zwakke base in water** **Huishoudammonia bevat 15 (massa)% NH₃, dichtheid = 0,93 g ml⁻¹** Hoe groot is de pH van huishoudammonia? **Ammoniak is zwakke base:** NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq) K_b = [NH₄⁺] [OH⁻] / [NH₃] hierbij geldt: K_b = 1,8 * 10⁻⁵ en [NH₄⁺] = [OH⁻] = x mol L⁻¹ 1 liter 15% ammonia heeft een massa van 930 g en bevat 0,15 * 930 = 140 g NH₃ → er is 140 g / 17 g mol⁻¹ = 8,2 mol NH₃ per liter opgelost. Als hiervan x mol splitst, dan geldt voor ammoniak: [NH₃] = (8,2 - x) mol L⁻¹. Stel dat de afname x, door vorming van NH₄⁺, verwaarloosbaar is t.o.v. 8,2 Invullen in de evenwichtsvoorwaarde geeft: [OH⁻] = 8,2 * 1,8 * 10⁻⁵ = 1,2 * 10⁻² mol L⁻¹ (ook: x = 1,2 * 10⁻², dus verwaarlozen t.o.v. 8,2 was toegestaan) pOH = -log (1,2 * 10⁻²) = 1,92: pH = 14,00 - 1,92 = 12,08 ### Buffermengsel in bloed De pH van bloed wordt door een buffermengsel van HCO₃⁻ en CO₂ zo goed mogelijk constant (zwak basisch) gehouden. **In welke molverhouding komen HCO₃⁻ en CO₂ voor in bloed dat een pH van 7,42 heeft?** In bloed is het volgende (koolzuur)evenwicht aanwezig: 2 H₂O + CO₂ ⇌ H