1. Zure en basische oplossingen
Een zuur is een deeltje dat op microniveau een H+-ion (proton) kan afstaan, ook wel
protondonor. Koolstofverbindingen die als zuur kunnen reageren, heten organische zuren
en bevatten meestal een carboxylgroep (-COOH). Het H-atoom van de carbonzuurgroep kan
als H+-ion worden afgesplitst. Anorganische zuren zijn zuren die geen organische
verbinding zijn, zoals fosforzuur, H3PO4 en zwavelzuur, H2SO4. Als je een anorganisch zuur
van zijn H+-ionen ontdoet, herken je er vaak een bekend negatief ion in, zoals fosfaat, PO43−,
of sulfaat, SO42−. De meeste zuren zijn moleculaire stoffen; soms is een zuur een ion.
Het deeltje dat naast H3O+-ion ontstaat wanneer een zuur een proton heeft afgegeven heet
het zuurrestion. Dit proces heet ionisatie waarbij in een
oplossing moleculen worden omgezet in ionen door een
zuur-basereactie met water. Een zure oplossing ontstaat
wanneer het zuur reageert met water en hierbij een H+-ion
afstaat aan een watermolecuul. De H3O+-ionen zijn de deeltjes
die de oplossing vervolgens zuur maken. Hoe hoger de
H3O+-concentratie, hoe zuurder de oplossing.
Natronloog is een oplossing van natriumhydroxide in water en een basische oplossing.
Een base is een deeltje dat op microniveau een H+-ion kan opnemen, ook wel
protonacceptor. Vaak zijn basen negatieve ionen; soms is een
base een moleculaire stof, zoals ammoniak. Er zijn
organische basen, dit is een koolstofverbinding die als base
kan reageren, het bevat meestal een aminogroep. De
aminogroep kan een H+-ion opnemen.
Als een base wordt opgelost in water, dan neemt het een H+-ion op van een watermolecuul.
Hierdoor ontstaat er een OH−-ion: een hydroxide-ion.
Dat betekent dat watermoleculen zelf zowel een H+-ion kunnen opnemen
als afstaan. H2O-moleculen zijn zowel een zuur als een base.
De evenwichtsconstante van het zelfionisatie-evenwicht van water wordt het
Waterconstante Kw genoemd.
−14
Kw = [H3O+] · [OH−] = 1, 0·10 bij 298 K
−14 −7 −1
Neutrale oplossing [H3O+] = [OH−] = 1, 0·10 = 1, 0∙10 𝑚𝑜𝑙 𝐿
Neutrale oplossing geldt ph = 7,0 en pOH = 7,0
−
Bij pH < 7 gebruik je in berekeningen H3O+, bij pH > 7 gebruik je OH
Met de zuurgraad geef je aan hoe hoog de concentratie H+-ionen (H3O+) in een oplossing is.
De maat voor de concentratie H+-ionen (H3O+) in een oplossing: hoe hoger de zuurgraad,
hoe lager de pH is de pH-waarde. De pOH-waarde is de maat voor de concentratie OH−
ionen in een oplossing: hoe hoger de zuurgraad, hoe hoger de pOH.
Zuren hebben een pH lager dan 7 en basische oplossingen hebben een pH hoger dan 7.
pH = −log [H3O+] en dus [H3O+] = 10−pH
pOH = −log [OH−] en dus [OH−] = 10−pOH
pH + pOH = 14,00
, Significantie
(Bij pH tellen alleen cijfers achter de komma mee)
1. Het aantal decimalen in de gegeven pH-waarde bepaalt het aantal significante cijfers
in de berekende waarde van [H3O+]. Bijvoorbeeld: wanneer de pH van een oplossing
2,345 bedraagt, dan is: [H3O+] = 10−pH = 10−2,345 = 4,52∙10−3 mol L−1
2. Het aantal significante cijfers in de waarde van [H3O+] bepaalt het aantal decimalen in
de berekende pH-waarde. Bijvoorbeeld: wanneer geldt: [H3O+] = 3,5∙10−4 mol L−1, dan
is: pH = −log [H3O+] = −log 3,5∙10−4 = 3,46
Stoffen die bij verschillende pH-waarden een andere kleur hebben, heten
zuur-base-indicatoren. De indicatoren zijn zelf ook zuren of basen en reageren op een pH
verandering door H+-ionen op te nemen of af te staan waarbij de kleur verandert. Je kunt
hierbij zien tussen welke pH-waarden zich de zuurgraad van een oplossing bevindt.
Binas:
Tabel - 38A Tabel - 38A
Tabel - 49 Tabel - 37I
Tabel - 52A Tabel - 66A/B/C/D
Tabel - 98
Tabel - 36C
Evenwichtsregels:
● Als K>1, dan zijn de concentraties van de reactieproducten relatief hoog ten opzichte
van de beginstoffen. Het evenwicht ligt dan rechts. (teller groter/noemer kleiner)
● Als K<1, dan zijn de concentraties van de beginstoffen relatief hoog ten opzichte van
de reactieproducten. Het evenwicht ligt dan links. (teller kleiner/noemer groter)
● Temperatuurstijging het evenwicht verschuift naar de endotherme kant.
Temperatuurdaling verschuift het evenwicht naar de exotherme kant.
● Bij verhoging van de concentratie van een deelnemende stof aan één kant van de
reactie, verschuift het evenwicht naar de andere kant
● Als het volume wordt verkleind (samengeperst) verschuift het evenwicht naar de kant
van het kleinste aantal deeltjes. Als het volume wordt vergroot (verdunnen) verschuift
het evenwicht naar de kant van het grootste aantal deeltjes
Een zuur is een deeltje dat op microniveau een H+-ion (proton) kan afstaan, ook wel
protondonor. Koolstofverbindingen die als zuur kunnen reageren, heten organische zuren
en bevatten meestal een carboxylgroep (-COOH). Het H-atoom van de carbonzuurgroep kan
als H+-ion worden afgesplitst. Anorganische zuren zijn zuren die geen organische
verbinding zijn, zoals fosforzuur, H3PO4 en zwavelzuur, H2SO4. Als je een anorganisch zuur
van zijn H+-ionen ontdoet, herken je er vaak een bekend negatief ion in, zoals fosfaat, PO43−,
of sulfaat, SO42−. De meeste zuren zijn moleculaire stoffen; soms is een zuur een ion.
Het deeltje dat naast H3O+-ion ontstaat wanneer een zuur een proton heeft afgegeven heet
het zuurrestion. Dit proces heet ionisatie waarbij in een
oplossing moleculen worden omgezet in ionen door een
zuur-basereactie met water. Een zure oplossing ontstaat
wanneer het zuur reageert met water en hierbij een H+-ion
afstaat aan een watermolecuul. De H3O+-ionen zijn de deeltjes
die de oplossing vervolgens zuur maken. Hoe hoger de
H3O+-concentratie, hoe zuurder de oplossing.
Natronloog is een oplossing van natriumhydroxide in water en een basische oplossing.
Een base is een deeltje dat op microniveau een H+-ion kan opnemen, ook wel
protonacceptor. Vaak zijn basen negatieve ionen; soms is een
base een moleculaire stof, zoals ammoniak. Er zijn
organische basen, dit is een koolstofverbinding die als base
kan reageren, het bevat meestal een aminogroep. De
aminogroep kan een H+-ion opnemen.
Als een base wordt opgelost in water, dan neemt het een H+-ion op van een watermolecuul.
Hierdoor ontstaat er een OH−-ion: een hydroxide-ion.
Dat betekent dat watermoleculen zelf zowel een H+-ion kunnen opnemen
als afstaan. H2O-moleculen zijn zowel een zuur als een base.
De evenwichtsconstante van het zelfionisatie-evenwicht van water wordt het
Waterconstante Kw genoemd.
−14
Kw = [H3O+] · [OH−] = 1, 0·10 bij 298 K
−14 −7 −1
Neutrale oplossing [H3O+] = [OH−] = 1, 0·10 = 1, 0∙10 𝑚𝑜𝑙 𝐿
Neutrale oplossing geldt ph = 7,0 en pOH = 7,0
−
Bij pH < 7 gebruik je in berekeningen H3O+, bij pH > 7 gebruik je OH
Met de zuurgraad geef je aan hoe hoog de concentratie H+-ionen (H3O+) in een oplossing is.
De maat voor de concentratie H+-ionen (H3O+) in een oplossing: hoe hoger de zuurgraad,
hoe lager de pH is de pH-waarde. De pOH-waarde is de maat voor de concentratie OH−
ionen in een oplossing: hoe hoger de zuurgraad, hoe hoger de pOH.
Zuren hebben een pH lager dan 7 en basische oplossingen hebben een pH hoger dan 7.
pH = −log [H3O+] en dus [H3O+] = 10−pH
pOH = −log [OH−] en dus [OH−] = 10−pOH
pH + pOH = 14,00
, Significantie
(Bij pH tellen alleen cijfers achter de komma mee)
1. Het aantal decimalen in de gegeven pH-waarde bepaalt het aantal significante cijfers
in de berekende waarde van [H3O+]. Bijvoorbeeld: wanneer de pH van een oplossing
2,345 bedraagt, dan is: [H3O+] = 10−pH = 10−2,345 = 4,52∙10−3 mol L−1
2. Het aantal significante cijfers in de waarde van [H3O+] bepaalt het aantal decimalen in
de berekende pH-waarde. Bijvoorbeeld: wanneer geldt: [H3O+] = 3,5∙10−4 mol L−1, dan
is: pH = −log [H3O+] = −log 3,5∙10−4 = 3,46
Stoffen die bij verschillende pH-waarden een andere kleur hebben, heten
zuur-base-indicatoren. De indicatoren zijn zelf ook zuren of basen en reageren op een pH
verandering door H+-ionen op te nemen of af te staan waarbij de kleur verandert. Je kunt
hierbij zien tussen welke pH-waarden zich de zuurgraad van een oplossing bevindt.
Binas:
Tabel - 38A Tabel - 38A
Tabel - 49 Tabel - 37I
Tabel - 52A Tabel - 66A/B/C/D
Tabel - 98
Tabel - 36C
Evenwichtsregels:
● Als K>1, dan zijn de concentraties van de reactieproducten relatief hoog ten opzichte
van de beginstoffen. Het evenwicht ligt dan rechts. (teller groter/noemer kleiner)
● Als K<1, dan zijn de concentraties van de beginstoffen relatief hoog ten opzichte van
de reactieproducten. Het evenwicht ligt dan links. (teller kleiner/noemer groter)
● Temperatuurstijging het evenwicht verschuift naar de endotherme kant.
Temperatuurdaling verschuift het evenwicht naar de exotherme kant.
● Bij verhoging van de concentratie van een deelnemende stof aan één kant van de
reactie, verschuift het evenwicht naar de andere kant
● Als het volume wordt verkleind (samengeperst) verschuift het evenwicht naar de kant
van het kleinste aantal deeltjes. Als het volume wordt vergroot (verdunnen) verschuift
het evenwicht naar de kant van het grootste aantal deeltjes
