Scheikunde
Hoofdstuk 9 – Basen
§ 9.1 – BASEN IN WATER
Basische oplossing= pH groter dan 7.
Basische oplossingen geleiden stroom. Het neemt een H+ -ion op van water -> OH—ion ontstaat.
𝑁𝐻3 (𝑎𝑞 ) + 𝐻2 𝑂 (𝑙) → 𝑁𝐻4+ (𝑎𝑞) + 𝑂𝐻 − (𝑎𝑞)
• Zuur kan een H+ -ion afstaan
• Base neemt een H+ -ion op.
De aanwezigheid van OH—ionen aantonen met indicator.
Rood lakmoespapier=> blauw. Indicatorpapier=> blauwe en groene kleuren. pH-meter=> pH groter dan 7.
• CaO splitst volledig in ionen => STERKE BA SE => vormt een aflopende reactie.
○ CaO + H₂O → Ca²⁺ + 2 OH⁻
○ Oxide-ionen (O²⁻) reageren met water en vormen OH⁻-ionen. Ze kunnen niet los in water bestaan.
• NH₃ reageert maar gedeeltelijk met water => ZW A KKE BA SE => vormt een evenwichtsreactie.
○ NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
○ Zwakke base een H-ion opneemt -> zwakzuur weer een H-ion afgeven= geconjugeerd zuur-basepaar.
Bijv: HCl is het zuur => Cl⁻ is geconjugeerde base. H₂O is de base => H₃O⁺ is geconjugeerde zuur.
§ 9.2 – FORMULES VAN BASEN
Twee soorten basen: basische moleculen en basische ionen: negatieve ionen die als base kunnen reageren..
• In basische oplossingen OH⁻-ionen aanwezig. Eenvoudigste basen daarom zouten met OH= (Ca(OH)₂).
Andere basen zijn negatief geladen ionen. Ontstaan als zout oplost in water en met water reageren als base.
In Binas tabel 49:
• Zuurrestion naast het zuur is een base.
• Sterkste basen staat onderaan.
• Basen boven H2 O zijn alleen in theorie basen -> reageren niet met water.
• Basen onder OH- zijn sterk en reageren aflopend met water.
• Basen boven OH- en onder H2 O zijn zwak, treedt evenwichtsreactie op met water.
Om te bepalen of een zout basisch is:
• Kijk naar het negatieve ion (niet naar het hele zout).
• Controleer of het zout goed oplosbaar is (met Binas tabel 45A).
• Goed oplosbaar -> kijk in binas tabel 49 of het negatieve ion een zwakke of sterke base is.
Vier situaties:
1. GO ED O PL O SBA A R ZO UT MET STERK BA SISCH IO N:
○ Negatieve ion (O 2-) reageert meteen met water -> verdwijnt uit de oplossing en ontstaat:
Na₂O (s) + H₂O (l) → 2 Na⁺ (aq) + 2 OH⁻ (aq)
2. SL ECHT O PL O SBA A R ZO UT MET STERK BA SISCH IO N:
○ Komen weinig ionen in de oplossing als je dit zout in water brengt. Verloopt geen reactie .
3. GO ED O PL O SBA A R ZO UT MET ZW A K BA SISCH IO N:
○ Bijvoorbeeld NaF= goed oplosbaar -> zwakke base -> evenwichtsreactie:
○ Schrijf twee reacties: eerst lost het zout op: NaF (s) → Na⁺ + F⁻,
Dan reactie zwakke ion met water: F⁻ + H₂O ⇌ HF + OH⁻
4. SL ECHT O PL O SBA A R ZO UT MET ZW A K BA SISCH IO N:
○ Weinig ionen in de oplossing -> verloopt geen reactie.
, MEERW A A RDIGE ZW A KKE BA SE:
• Neemt meestal maar één H+ -ion op van water.
○ Normaal: meerwaardige base meer H+ -ionen opnemen, zoals= PO4³⁻ ⇌ HPO4²⁻ ⇌ H2PO4⁻ ⇌ H3PO4
○ PO4³⁻ + H2O ⇌ HPO4²⁻ + OH⁻.
Maar het is een zwakke base, het evenwicht is links, er komen dan maar weinig ionen in de oplossing.
○ De uitkomst kan ook weer reageren: HPO4²⁻ + H2O ⇌ H2PO4⁻ + OH⁻.
Deze reactie verloopt nog minder goed -> HPO4²⁻ is dus nog zwakker als base.
In berekeningen wordt deze tweede stap vaak weggelaten.
Moleculaire base:
• Geen ion, maar een molecuul dat met water kan reageren. Bijvoorbeeld ammoniak.
Neemt een H+ -ion van water op.
• Amine lijkt chemisch op ammoniak -> H-atomen plaatsgemaakt voor koolstofketen (CH3-groep).
Ze bevatten aminogroep -NH2, die basisch reageert.
○ eenwaardige base -> nemen één H+ -ion op.
• Komen soms ook meerwaardige basen voor, maar als het evenwicht naar links ligt -> opnemen tweede
H+ -ion niet optreden.
NO TA TIES BA SISCHE O PL O SSINGEN:
• Oplossing van sterke base= base reageert aflopend met water -> oorspronkelijke base is er niet meer.
CaO (aq) + H2 O (l) → Ca2+ (aq) + 2 OH ̄ (aq) -> Ca2+ (aq) + 2 OH- (aq)
• Oplossing van zwakke base= oorspronkelijke base nog wel aanwezig.
○ NH3 (aq) + H2 O (l) ⇌ NH4+ (aq) + OH- (aq)
• Evenwicht ligt naar links meer van voor de pijl -> noteer de oplossing als de oorspronkelijke base.
○ NH3 (aq)
§ 9.3 – PH BEREKENEN VAN BASEN
In basische oplossingen komen OH—ionen voor. Je kunt de sterkte aangeven met de pOH.
Het verband [OH-] en pOH:
𝑝𝑂𝐻 = −log [𝑂𝐻 − ] En [𝑂𝐻 − ] = 10 −𝑝𝑂𝐻
Hoe hoger de concentratie van de OH -ionen -> hoe basischer de oplossing -> lager de POH.
De sterkte van een basische oplossing wordt meestal niet uitgedrukt met de pOH, maar ook met de pH.
Verband tussen pH en pOH:
pH + pOH= 14,00
Hoofdstuk 9 – Basen
§ 9.1 – BASEN IN WATER
Basische oplossing= pH groter dan 7.
Basische oplossingen geleiden stroom. Het neemt een H+ -ion op van water -> OH—ion ontstaat.
𝑁𝐻3 (𝑎𝑞 ) + 𝐻2 𝑂 (𝑙) → 𝑁𝐻4+ (𝑎𝑞) + 𝑂𝐻 − (𝑎𝑞)
• Zuur kan een H+ -ion afstaan
• Base neemt een H+ -ion op.
De aanwezigheid van OH—ionen aantonen met indicator.
Rood lakmoespapier=> blauw. Indicatorpapier=> blauwe en groene kleuren. pH-meter=> pH groter dan 7.
• CaO splitst volledig in ionen => STERKE BA SE => vormt een aflopende reactie.
○ CaO + H₂O → Ca²⁺ + 2 OH⁻
○ Oxide-ionen (O²⁻) reageren met water en vormen OH⁻-ionen. Ze kunnen niet los in water bestaan.
• NH₃ reageert maar gedeeltelijk met water => ZW A KKE BA SE => vormt een evenwichtsreactie.
○ NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
○ Zwakke base een H-ion opneemt -> zwakzuur weer een H-ion afgeven= geconjugeerd zuur-basepaar.
Bijv: HCl is het zuur => Cl⁻ is geconjugeerde base. H₂O is de base => H₃O⁺ is geconjugeerde zuur.
§ 9.2 – FORMULES VAN BASEN
Twee soorten basen: basische moleculen en basische ionen: negatieve ionen die als base kunnen reageren..
• In basische oplossingen OH⁻-ionen aanwezig. Eenvoudigste basen daarom zouten met OH= (Ca(OH)₂).
Andere basen zijn negatief geladen ionen. Ontstaan als zout oplost in water en met water reageren als base.
In Binas tabel 49:
• Zuurrestion naast het zuur is een base.
• Sterkste basen staat onderaan.
• Basen boven H2 O zijn alleen in theorie basen -> reageren niet met water.
• Basen onder OH- zijn sterk en reageren aflopend met water.
• Basen boven OH- en onder H2 O zijn zwak, treedt evenwichtsreactie op met water.
Om te bepalen of een zout basisch is:
• Kijk naar het negatieve ion (niet naar het hele zout).
• Controleer of het zout goed oplosbaar is (met Binas tabel 45A).
• Goed oplosbaar -> kijk in binas tabel 49 of het negatieve ion een zwakke of sterke base is.
Vier situaties:
1. GO ED O PL O SBA A R ZO UT MET STERK BA SISCH IO N:
○ Negatieve ion (O 2-) reageert meteen met water -> verdwijnt uit de oplossing en ontstaat:
Na₂O (s) + H₂O (l) → 2 Na⁺ (aq) + 2 OH⁻ (aq)
2. SL ECHT O PL O SBA A R ZO UT MET STERK BA SISCH IO N:
○ Komen weinig ionen in de oplossing als je dit zout in water brengt. Verloopt geen reactie .
3. GO ED O PL O SBA A R ZO UT MET ZW A K BA SISCH IO N:
○ Bijvoorbeeld NaF= goed oplosbaar -> zwakke base -> evenwichtsreactie:
○ Schrijf twee reacties: eerst lost het zout op: NaF (s) → Na⁺ + F⁻,
Dan reactie zwakke ion met water: F⁻ + H₂O ⇌ HF + OH⁻
4. SL ECHT O PL O SBA A R ZO UT MET ZW A K BA SISCH IO N:
○ Weinig ionen in de oplossing -> verloopt geen reactie.
, MEERW A A RDIGE ZW A KKE BA SE:
• Neemt meestal maar één H+ -ion op van water.
○ Normaal: meerwaardige base meer H+ -ionen opnemen, zoals= PO4³⁻ ⇌ HPO4²⁻ ⇌ H2PO4⁻ ⇌ H3PO4
○ PO4³⁻ + H2O ⇌ HPO4²⁻ + OH⁻.
Maar het is een zwakke base, het evenwicht is links, er komen dan maar weinig ionen in de oplossing.
○ De uitkomst kan ook weer reageren: HPO4²⁻ + H2O ⇌ H2PO4⁻ + OH⁻.
Deze reactie verloopt nog minder goed -> HPO4²⁻ is dus nog zwakker als base.
In berekeningen wordt deze tweede stap vaak weggelaten.
Moleculaire base:
• Geen ion, maar een molecuul dat met water kan reageren. Bijvoorbeeld ammoniak.
Neemt een H+ -ion van water op.
• Amine lijkt chemisch op ammoniak -> H-atomen plaatsgemaakt voor koolstofketen (CH3-groep).
Ze bevatten aminogroep -NH2, die basisch reageert.
○ eenwaardige base -> nemen één H+ -ion op.
• Komen soms ook meerwaardige basen voor, maar als het evenwicht naar links ligt -> opnemen tweede
H+ -ion niet optreden.
NO TA TIES BA SISCHE O PL O SSINGEN:
• Oplossing van sterke base= base reageert aflopend met water -> oorspronkelijke base is er niet meer.
CaO (aq) + H2 O (l) → Ca2+ (aq) + 2 OH ̄ (aq) -> Ca2+ (aq) + 2 OH- (aq)
• Oplossing van zwakke base= oorspronkelijke base nog wel aanwezig.
○ NH3 (aq) + H2 O (l) ⇌ NH4+ (aq) + OH- (aq)
• Evenwicht ligt naar links meer van voor de pijl -> noteer de oplossing als de oorspronkelijke base.
○ NH3 (aq)
§ 9.3 – PH BEREKENEN VAN BASEN
In basische oplossingen komen OH—ionen voor. Je kunt de sterkte aangeven met de pOH.
Het verband [OH-] en pOH:
𝑝𝑂𝐻 = −log [𝑂𝐻 − ] En [𝑂𝐻 − ] = 10 −𝑝𝑂𝐻
Hoe hoger de concentratie van de OH -ionen -> hoe basischer de oplossing -> lager de POH.
De sterkte van een basische oplossing wordt meestal niet uitgedrukt met de pOH, maar ook met de pH.
Verband tussen pH en pOH:
pH + pOH= 14,00
