-Zure moleculen-> H altijd vooraan in de formule
>2 soorten zuren:
*Binaire zuren
~Bestaan uit waterstof en een niet-metaal
~Voorbeeld: HF, HCl, HBr, HI
~Hydro + niet-metaal + ide
*Oxyzuren
~Bevatten waterstof en een oxy-anion
~Een oxy-anion bevat zuurstof en een ander element
~Eindigt op -aat of -iet
-Definitie volgens Arrhenius:
-Zuur-> stof bevat H en kan als de stof wordt opgelost H⁺ afstaan (donor)
-Arrheniuszuur (A-zuur)-> stof die volgens deze definitie zuur is (dus de H definitie)
>voorbeeld: azijnzuur
-Base-> hydroxide dat in water hydroxide-ionen (OHˉ) afsplitst (H⁺ acceptor)
>voorbeeld: natriumhydroxide
-Neutralisatiereactie-> een zuur en een base reageren met elkaar
>er ontstaat water en een zout (natronloog/zoutzuur)
-Zout-> wordt vernoemd naar het zuur waar zij van afgeleid is
-Definitie volgens Brønsted-Lowry:
>zuur: protonen donor (afstaan)
>base: protonen acceptor (opnemen)
-Amfolyten-> stoffen die zowel een proton kunnen opnemen als afstaan
>voorbeelden:
*H₂O
*H₂PO₄ˉ
*HPO₄² ˉ
*HCO3₃ˉ
-Geconjugeerde zuur-base paren:
>Het zuur heeft een proton meer dan z’n geconjugeerde base
*voorbeelden:
~H₂O / OHˉ
~H₃O⁺ / H₂O
~HCl / Clˉ
~HCO₃ˉ / CO₃²ˉ
-Sterk zuur-> lost goed op in water en ioniseert volledig
-Zwak zuur-> ioniseren niet volledig en vormen daardoor een evenwicht
-Samengevat:
-Volgens Arrhenius splitsen zuren waterstofionen en basen hydroxide-ionen af als ze
opgelost worden in water. Deze theorie is uiteraard alleen geldig in waterige oplossingen.
-Volgens de theorie van Brønsted en Lowry is een zuur een protondonor (H+) en een base
een protonacceptor.
-Reactie van een zuur opgelost in een water:
>
-De evenwichtsconstante wordt als volgt genoemd:
>Kz = zuurconstante
>Ka= aciditietsconstante
Made by: Iris Gülcher
, -Formule zuurconstante:
>
-Autoprotolyse van water-> water reageert met zichzelf
>De evenwichtsconstante K van dit evenwicht is zeer klein. De evenwichtstoestand ligt dus
volledig links.
>Deze evenwichtsconstante wordt het ionenproduct of de dissociatieconstante van water
genoemd en de waarde ervan is 10ˉ¹⁴ bij 25°C
>
>
>Onthoud:
*
>[H⁺] is niet altijd gelijk aan [OHˉ], er zijn drie mogelijkheden:
*
*
*
-pH= pondus Hydrogenium:
>“gewicht van waterstof”
>maat voor de hoeveelheid H₃O⁺
-Formule pH:
>
>[H₃O⁺] = actuele, werkelijke concentratie
-Formule pOH:
>
-Formule pKw:
>
>
-Samengevat:
>
>
>
>
>pH + pOH = 14
>pH + pOH = pKw
-Relatie tussen pKw, pKa en pKb:
>Ka • Kb = Kw = 1.0 x 10ˉ¹⁴
>−log(Ka • Kb ) = −log(Kw ) = 14
>−log(Ka ) + −log(Kb ) = 14
>pKa + pKb = 14
Made by: Iris Gülcher
>2 soorten zuren:
*Binaire zuren
~Bestaan uit waterstof en een niet-metaal
~Voorbeeld: HF, HCl, HBr, HI
~Hydro + niet-metaal + ide
*Oxyzuren
~Bevatten waterstof en een oxy-anion
~Een oxy-anion bevat zuurstof en een ander element
~Eindigt op -aat of -iet
-Definitie volgens Arrhenius:
-Zuur-> stof bevat H en kan als de stof wordt opgelost H⁺ afstaan (donor)
-Arrheniuszuur (A-zuur)-> stof die volgens deze definitie zuur is (dus de H definitie)
>voorbeeld: azijnzuur
-Base-> hydroxide dat in water hydroxide-ionen (OHˉ) afsplitst (H⁺ acceptor)
>voorbeeld: natriumhydroxide
-Neutralisatiereactie-> een zuur en een base reageren met elkaar
>er ontstaat water en een zout (natronloog/zoutzuur)
-Zout-> wordt vernoemd naar het zuur waar zij van afgeleid is
-Definitie volgens Brønsted-Lowry:
>zuur: protonen donor (afstaan)
>base: protonen acceptor (opnemen)
-Amfolyten-> stoffen die zowel een proton kunnen opnemen als afstaan
>voorbeelden:
*H₂O
*H₂PO₄ˉ
*HPO₄² ˉ
*HCO3₃ˉ
-Geconjugeerde zuur-base paren:
>Het zuur heeft een proton meer dan z’n geconjugeerde base
*voorbeelden:
~H₂O / OHˉ
~H₃O⁺ / H₂O
~HCl / Clˉ
~HCO₃ˉ / CO₃²ˉ
-Sterk zuur-> lost goed op in water en ioniseert volledig
-Zwak zuur-> ioniseren niet volledig en vormen daardoor een evenwicht
-Samengevat:
-Volgens Arrhenius splitsen zuren waterstofionen en basen hydroxide-ionen af als ze
opgelost worden in water. Deze theorie is uiteraard alleen geldig in waterige oplossingen.
-Volgens de theorie van Brønsted en Lowry is een zuur een protondonor (H+) en een base
een protonacceptor.
-Reactie van een zuur opgelost in een water:
>
-De evenwichtsconstante wordt als volgt genoemd:
>Kz = zuurconstante
>Ka= aciditietsconstante
Made by: Iris Gülcher
, -Formule zuurconstante:
>
-Autoprotolyse van water-> water reageert met zichzelf
>De evenwichtsconstante K van dit evenwicht is zeer klein. De evenwichtstoestand ligt dus
volledig links.
>Deze evenwichtsconstante wordt het ionenproduct of de dissociatieconstante van water
genoemd en de waarde ervan is 10ˉ¹⁴ bij 25°C
>
>
>Onthoud:
*
>[H⁺] is niet altijd gelijk aan [OHˉ], er zijn drie mogelijkheden:
*
*
*
-pH= pondus Hydrogenium:
>“gewicht van waterstof”
>maat voor de hoeveelheid H₃O⁺
-Formule pH:
>
>[H₃O⁺] = actuele, werkelijke concentratie
-Formule pOH:
>
-Formule pKw:
>
>
-Samengevat:
>
>
>
>
>pH + pOH = 14
>pH + pOH = pKw
-Relatie tussen pKw, pKa en pKb:
>Ka • Kb = Kw = 1.0 x 10ˉ¹⁴
>−log(Ka • Kb ) = −log(Kw ) = 14
>−log(Ka ) + −log(Kb ) = 14
>pKa + pKb = 14
Made by: Iris Gülcher
