Sk-12 Zuren en basen. Jan Lutgerink ; Dick Naafs. CC Naamsvermelding 3.0 Nederland licentie.

Transcriptie

1 Auteurs Laatst gewijzigd Licentie Webadres Jan Lutgerink ; Dick Naafs 03 februari 2016 CC Naamsvermelding 3.0 Nederland licentie Dit lesmateriaal is gemaakt met Wikiwijs van Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt, maakt en deelt.

2 Inhoudsopgave ipad: afspelen animaties Samenvatting Zure, basische en neutrale oplossingen Kenmerken Zuurgraad of ph Waterevenwicht Zuur, basisch of neutraal Het begrip poh Zuur-base-indicatoren Meer over indicatoren Definitie zuren en basen Zuren Basen Sterke en zwakke zuren Zuursterkte Meerwaardige zuren Instabiele zuren Ionen als zuren Tabel 49 in detail Sterke basen Zwakke basen Basesterkte Amfolyten Geconjugeerd zuur-basepaar Verband tussen Kz en Kb Lewis zuren en -basen Zuren: voorbeelden van berekeningen ph oplossing sterk zuur ph oplossing zwak zuur ph na verdunning Berekening molariteit van een sterk zuur in oplossing, bij gegeven ph Berekening molariteit van een zwak zuur in oplossing, bij gegeven ph Pagina 1

3 Basen: voorbeelden van berekeningen ph oplossing sterke base ph oplossing zwakke base ph na verdunning Berekening molariteit van een sterke base in oplossing, bij gegeven ph Berekening molariteit van een zwakke base in oplossing, bij gegeven ph Video: Rekenen met zuren en basen Zuur-base indicatoren Omslagtraject Verband tussen Kz en Kb Reacties tussen zuren en basen Protonenoverdracht Neutralisatie Vuistregels Slecht oplosbare basische stoffen Overzicht Reacties tussen zuren en basen (berekeningen) Evenwichtsconstante Omzettingspercentage Buffers Bufferoplossing Bufferformule Samenstelling buffer Buffers (berekeningen) ph buffer Verandering ph buffer Optimale samenstelling buffer Toets naamgeving zuren, basen en zouten Toets zuren en basen niveau havo Toets zuren en basen niveau vwo Toets buffers Over dit lesmateriaal Pagina 2

4 ipad: afspelen animaties Voor ipad gebruikers: Om de Flash animaties en video s binnen dit arrangement te kunnen afspelen met een ipad bevelen we Photon Flash Player voor ipad aan. Flash Video & Games plus Private Web Browser van Appsverse Inc.,versie 5.0, kost 4,49. Pagina 3

5 Samenvatting Een zuur is een deeltje dat een H + -ion kan afstaan, een base kan een H + -ion opnemen. De concentratie H 3 O + (aq)-ionen bepaalt de zuurgraad van een zure oplossing; de concentratie OH (aq)-ionen bepaalt de basegraad van een basische oplossing. De zuurgraad en de basegraad van een oplossing drukken we uit in de ph. Deze kunnen we met een zuur-baseindicator bepalen. De ph van een oplossing kunnen we redelijk constant houden met een buffer. Bij een reactie tussen een zuur en een base treedt overdracht van een H + -ion op van het zuur naar de base. Rodekoolsap als zuur-base-indicator Bron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry Pagina 4

6 Zure, basische en neutrale oplossingen De zuurgraad of ph van een zure oplossing wordt bepaald door de concentratie H 3 O + (aq)-ionen; de basegraad of poh van een basische oplossing wordt bepaald door de concentratie OH (aq)- ionen. Een neutrale oplossing bevat precies evenveel H 3 O + (aq)-ionen als OH (aq)-ionen. Voor bijna alle oplossingen, ook voor basische, gebruiken we de ph-schaal. Met een zuur-baseindicator kunnen we zure, basische en neutrale oplossingen van elkaar onderscheiden. Kenmerken ph-waarden van enkele bekende oplossingen Bron: McMurry & Fay, Chemistry Zure oplossingen Zure oplossingen hebben de volgende gemeenschappelijke eigenschappen: 1. Ze hebben een zure smaak. 2. Ze geven bepaalde kleurstoffen (indicatoren) een kenmerkende kleur. 3. Ze reageren met onedele metalen onder ontwikkeling van waterstofgas. 4. Ze zijn elektrisch geleidend. 5. Bij elektrolyse ontstaat aan de negatieve elektrode waterstofgas. De zure eigenschappen van een zure oplossing worden veroorzaakt door H + -ionen (protonen). Een H + -ion in water is altijd gebonden aan een watermolecuul. Pagina 5

7 Het samengesteld ion dat zo ontstaat is het oxoniumion, H 3 O + (aq), ook vaak hydroniumion genoemd. Voorbeelden van zure oplossingen zijn: azijn, citroensap, maagzuur en zoutzuur. Het oxoniumion H3 O +, meestal hydroniumion genoemd Bron: McMurry & Fay, Chemistry Basische oplossingen Basische oplossingen hebben de volgende kenmerkende eigenschappen: 1. De smaak is bitter, scherp en zeepachtig. 2. Ze ontzuren zure oplossingen. 3. Ze geven bepaalde kleurstoffen (indicatoren) een kenmerkende kleur. 4. Ze zijn elektrisch geleidend. 5. Ze voelen slijmerig aan op de huid (slijmvorming door het oplossen van eiwitten). Een basische oplossing (verouderde term: alkalische oplossing) bevat altijd veel hydroxide-ionen, OH - (aq). Voorbeelden van basische oplossingen zijn: natronloog, kalkwater en ammonia. Neutrale oplossingen Neutrale oplossingen hebben noch zure, noch basische eigenschappen. Een neutrale oplossing bevat precies evenveel H 3 O + - als OH - -ionen. De concentraties van deze ionen zijn echter zo laag, dat zij alleen met zeer gevoelige apparatuur zijn aan te tonen. Voorbeelden van practisch neutrale oplossingen zijn: suikerwater, pekel (oplossing van keukenzout), zeewater, kraanwater, jenever (water-ethanol mengsel). Pagina 6

8 Zuurgraad of ph De concentratie H 3 O + -ionen bepaalt de zuurgraad van een oplossing. Een oplossing is zuurder naarmate de H 3 O + -concentratie groter is. Een gangbare maat voor de zuurgraad van een oplossing is de ph. Dit is de negatieve logaritme van de concentratie H 3 O + -ionen: ph = - log [H 3 O + (aq)] Dus hoe zuurder de oplossing, des te lager is de ph-waarde. Aangezien de ph een logaritmische eenheid is, neemt de ph van een oplossing met één eenheid af als de [H 3 O + ] een factor 10 groter wordt. Voor bijna alle oplossingen, ook voor basische, gebruiken we de ph-schaal. De basegraad of poh van een basische oplossing is gemakkelijk om te zetten in de ph, omdat ph + poh =14 (bij 298 K). Dit verband is af te leiden uit het waterevenwicht. Waterevenwicht Zuiver water heeft een ph van 7,0 bij T = 298 K. Dit betekent dat de [H 3 O + ] in deze neutrale vloeistof een waarde heeft van 1, mol L -1 De aanwezigheid van H 3 O + -ionen in zuiver water is te verklaren met het waterevenwicht. Zuiver water is voor een heel klein deel in ionen gesplitst en vertoont daarom een heel gering geleidingsvermogen. De dissociatie van water verloopt volgens de vergelijking: We noemen dit het waterevenwicht. In zuiver water geldt bij T = 298 K: [H 3 O + ] = [OH - ] = 1, mol L -1 Het waterevenwicht ligt dus extreem naar links. Dit wijst erop dat H 3 O + - en OH - -ionen zeer gemakkelijk met elkaar reageren. Ze kunnen slechts in zeer lage concentraties naast elkaar voorkomen. De evenwichtsvoorwaarde luidt: De [H2O] mogen we als constant beschouwen, omdat slechts een zeer gering percentage van de moleculen bij de dissociatie is betrokken. De evenwichtsvoorwaarde kunnen we nu omwerken tot: Pagina 7

9 K. [H2O] 2 = nieuwe constante = K w = [H3 O + ].[OH - ] De evenwichtsconstante K w noemen we de waterconstante of het ionenproduct van water. De waarde van het ionenproduct is, net als bij 'gewone' evenwichtsconstanten alleen afhankelijk van de temperatuur. Bij T = 298 K: K w =[H3 O ].[OH ] = (1,0 10 ) = 1,0 10 In de volgende video wordt het waterevenwicht behandeld. De ph van een neutrale oplossing hoeft niet altijd 7 te zijn! Het waterevenwicht. kn.nu/ww8096b26 (youtu.be) Zuur, basisch of neutraal Reacties van ionen gaan altijd razendsnel. Daardoor stelt het waterevenwicht zich in elke waterige oplossing direct in, welke stof we ook in water oplossen. Anders gezegd: In elke waterige oplossing van 298 K is het product van de H 3 O + - en OH - -concentraties altijd 1, We onderscheiden zure, basische en neutrale oplossingen op grond van de relatieve H 3 O + - en OH - - concentraties: Zure oplossing: ph < 7,0; neutrale oplossing ph = 7,0; basische oplossing ph > 7,0 Bron: McMurry & Fay, Chemistry Oplossing Relatieve [H3 O ] en [OH ] [H3 O ] in mol L ph Zuur [H3 O ] > [OH ] > 1,0 10 < 7,0 Basisch [H3 O ] < [OH ] < 1,0 10 > 7,0 Pagina 8

10 Neutraal [H3 O + ] = [OH - ] 1, ,0 In onderstaande figuur staan de ph-schaal en de ph waarden van een aantal verschillende oplossingen. Met een ph-meter kunnen we de ph van een oplossing nauwkeurig meten. Minder nauwkeurig, maar snel en goedkoop werkt een ph-papiertje (zie onder de knop 'Zuur-baseindicatoren' van deze paragraaf). ph-schaal en ph-waarden van een aantal oplossingen bij 298 K Bron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry Uiterste ph-waarden De grenzen van de ph worden bepaald door de oplosbaarheid van sterke zuren en basen. In de praktijk is de maximale molariteit van opgeloste zuren of basen in de orde van 10 M. Dit houdt in dat de maximale concentratie van H3 O + - of OH - -ionen in de orde van 10 mol L -1 is en de minimale in de orde van 10 mol L. Ruwweg kan de ph van een oplossing dus waarden aannemen tussen -1 en +15. We hebben meestal te maken met waarden tussen 0 en 14. (Het gebruik van een logaritmische grootheid heeft het voordeel dat er een eenvoudig af te lezen lineaire schaal ontstaat.) Het begrip poh Naar analogie van de ph kunnen we de basegraad of poh definiëren: poh = - log [OH - ] Hoe basischer een oplossing, des te groter is [OH - ] en des te lager is de poh-waarde. Er bestaat een verband tussen de concentratie van H 3 O + -ionen en die van OH - -ionen, en dus ook tussen de zuurgraad en basegraad van oplossingen: K w =[H 3 O + ].[OH - ] log K w = log {[H 3 O + ].[OH - ]} - log K w = - log [H 3 O + ] - log [OH - ] pk w = ph + poh Bij 298 K geldt: pk w = - log 1, = 14,00. Dus ph + poh = 14,00. We gebruiken bijna altijd voor alle oplossingen, óók voor basische, de ph-schaal. Dit heeft het voordeel dat we op één getallenschaal kunnen aangegeven of een oplossing zuur, basisch of neutraal Pagina 9

11 is, en bovendien hoe zuur of hoe basisch. ph- en poh-schaal bij 298 K Bron: Petrucci, General Chemistry In de onderstaande video gaat het over: zure oplossingen, basische oplossingen, verschil en verband tussen ph en poh. Uitleg over de ph en poh. kn.nu/ww10c8238 (youtu.be) Pagina 10

12 Zuur-base-indicatoren Een zuur-base-indicator is een kleurstof die gevoelig is voor de ph van de oplossing. Een zuurbase-indicator is een zwak zuur dat in twee vormen kan voorkomen, elk met een eigen kleur. Door opname of door afstaan van een H + -ion gaat de ene vorm (kleur) over in de andere. Bij verlies van een proton ontstaat de bijbehorende base: HInd = zure vorm van de indicator; Ind - = basische vorm van de indicator (Ind = indicator) Bij lage ph overheerst de kleur van HInd, bij hoge ph de kleur van Ind -. Meer over indicatoren De kleuromslag van een indicator vindt plaats tussen bepaalde ph-waarden, die voor elke indicator vastliggen en die voor elke indicator anders zijn. Het ph-gebied waarin een indicator van kleur verandert ('omslaat' van kleur) noemen we het omslagtraject van de indicator. De mate waarin de ene kleur de andere overheerst bepaalt de breedte van het omslagtraject. In onderstaande figuur staan de omslagtrajecten van enkele veel gebruikte ph-indicatoren. In BINAS tabel 52A vind je meer indicatoren. Voor elke zuur-base-indicator kan je nagaan en berekenen hoe de kleur van de oplossing, dus de verhouding van de indicator in de zure en de basische vorm, afhangt van de ph (zie onder het tabblad Berekeningen van de paragraaf 'Zuren en basen'). Omslagtraject zuur-base-indicatoren Bron: McMurry & Fay, Chemistry Indicatoren passen we toe als papier waaraan de indicatorstof is geadsorbeerd of als oplossing. Een ph-papiertje is een strookje filtreerpapier dat gedrenkt is in een mengsel van verschillende indicatoren. Zo'n universeelindicator kan een scala van kleuren aannemen, afhankelijk van de ph. Door een ph-papiertje te dopen in de te onderzoeken oplossing en de kleur te vergelijken met een bijbehorende kleurschaal, kun je de ph van de oplossing direct aflezen. Pagina 11

13 (a) De kleur van universeelindicator afhankelijk van de ph (b) De kleur van universeelindicator in azijn, sodadrink en ammonia Bron: McMurry & Fay, Chemistry Pagina 12

14 Definitie zuren en basen Een zuur is een deeltje dat een H + -ion kan afstaan, een protondonor. Een base is een molecuul of ion dat een H + -ion kan opnemen, een protonacceptor. We onderscheiden sterke en zwakke zuren en basen. Sommige moleculen of ionen zijn amfolyten: ze kunnen als zuur maar ook als base reageren. Een zuur en een base die door overdracht van één proton in elkaar over kunnen gaan noemen we een geconjugeerd zuur-basepaar. Twee geconjugeerde zuur-baseparen, NH /NH en H O/OH + 4 Bron: Petrucci, General Chemistry Pagina 13

15 Zuren Zure stoffen zijn vrijwel altijd oplosbaar in water. Volgens het 'klassieke' zuur-base concept (Arrhenius-theorie) is een zuur een stof die in water kan dissociëren onder vorming van H + -ionen, die vervolgens met H 2 O-moleculen H 3 O + -ionen vormen. Hiermee is in feite de definitie gegeven van een zuur volgens de meer algemene Brønsted-Lowry theorie: een zuur is een deeltje (molecuul of ion) dat een H + -ion (proton) kan afstaan: een protondonor. Het deeltje dat na het afsplitsen van H + -ionen overblijft noemen we het zuurrestion (of kortweg zuurrest) van het zuur. We onderscheiden sterke en zwakke zuren. Belangrijke zuren In onderstaande tabel vind je de formules, namen en zuurrestionen van enkele belangrijke zuren. Zuur Zuurrestion sterke zuren HCl waterstofchloride Cl - chloride HNO 3 salpeterzuur NO3 - nitraat H 2 SO 4 zwavelzuur HSO4 - waterstofsulfaat SO 4 2- sulfaat zwakke zuren H 3 PO 4 fosforzuur H2 PO 4 - diwaterstoffosfaat HPO 4 2- monowaterstoffosfaat PO 4 3- fosfaat H 2 CO 3 (CO 2 + H 2 O) koolzuur HCO 3 - waterstofcarbonaat CO 3 2- carbonaat H 2 SO 3 (SO 2 + H 2 O) zwaveligzuur HSO 3 - waterstofsulfiet SO 3 2- sulfiet CH 3 COOH azijnzuur CH 3 COO - acetaat Pagina 14

16 Er zijn zuren die meer dan één H + -ion per molecuul kunnen afstaan, zoals zwavelzuur en fosforzuur. Dat zijn meerwaardige zuren. Zuren die niet in zuivere vorm voorkomen, maar alleen in lage concentraties in de oplossing, zoals koolzuur en zwaveligzuur, noemen we instabiele zuren. Organische zuren, zoals azijnzuur, zijn protondonors met een koolstofskelet. Ze hebben alle één of meer COOH groepen. Het H-atoom dat aan de COOH groep zit kan als H + -ion aan een watermolecuul worden overgedragen, de overige H-atomen kunnen niet worden afgesplitst. Ook onder organische zuren vinden we meerwaardige zuren. Organische zuren komen uitgebreid aan de orde in het thema 'Sk 06 Koolstofchemie'. In de tabel staan alleen zuren, die bestaan uit neutrale moleculen. Sommige positieve en negatieve ionen kunnen echter ook als zuur reageren. De zuren. kn.nu/wwfe1613e (youtu.be) Sterke en zwakke zuren Sterke zuren in water + Een sterk zuur dissocieert volledig in water: alle aanwezige zuurmoleculen hebben hun H -ion overgedragen op een H2O-molecuul. De reactie is een aflopende reactie. Bijvoorbeeld, het oplossen (en direct reageren) van HCl (waterstofchloride) in water: Een oplossing van HCl in water noemen we zoutzuur. Zoutzuur bevat geen HCl-moleculen meer. De notatie voor zoutzuur is dan ook niet HCl(aq), maar H3 O + (aq) + Cl - (aq). Let op: Sterke zuren in water noteren we dus altijd als gehydrateerde ionen. Tussen oxoniumionen en watermoleculen vindt voortdurend protonoverdracht plaats, maar dat levert geen nieuwe deeltjes op: H3 O + staat een H + af aan een H2O-molecuul, wat een nieuw H2O-molecuul en een nieuw H3 O + -ion oplevert. Het zuur H3 O + rekenen we tot de sterke zuren. Zwakke zuren in water Een zwak zuur dissocieert onvolledig: er stelt zich een evenwicht in (het zuur-dissociatie-evenwicht). In een oplossing van een zwak zuur, bijvoorbeeld azijnzuur, bestaat het volgende evenwicht: Pagina 15

17 Een oplossing van azijnzuur bevat bijna alleen niet gesplitste azijnzuurmoleculen en relatief weinig H3 O en CH3COO -ionen. De notatie is dan ook CH3COOH(aq). Het H3 O + -ion is volgens de theorie van Brønsted-Lowry zelf ook een zuur, omdat het een proton kan afstaan. Dit gebeurt onder andere in de 'terugreactie' van het azijnzuurevenwicht. Volgens deze theorie is een sterk zuur in water een zuur dat sterker is dan het zuur H3 O + en een zwak zuur een zuur dat zwakker is dan H3 O +. Splitsing (dissociatie) van sterke en zwakke zuren Bron: McMurry & Fay, Chemistry In de onderstaande video gebruikt Sieger Kooij H + (aq) in plaats van H 3 O + (aq). Zure oplossingen. kn.nu/wwf3067c1 (youtu.be) Zuursterkte Als azijnzuur wordt opgelost in water, stelt zich het volgende evenwicht in: Pagina 16

18 De evenwichtsvoorwaarde voor het zuur-dissociatie evenwicht luidt: Aangezien de hoeveelheid water die nodig is voor de reactie te verwaarlozen is ten opzichte van de totale hoeveelheid water in de oplossing, kunnen we de [H2O] constant stellen. Dan ontstaat: K z (Engels: K a, met a van 'acid') noemen we de zuurconstante. Het is een kwantitatieve aanduiding voor de zuursterkte. Hoe zwakker een zuur, des te kleiner is zijn K Z -waarde (het zuur-dissociatie evenwicht ligt sterk naar links). Bij oplossingen van gelijke molariteit is er in een oplossing van een zwakker zuur minder dissociatie dan in een oplossing van een sterker zuur. Bij gelijke molariteit is de ph van een oplossing van een zwakker zuur dus hoger dan die van een sterker zuur. BINAS In BINAS tabel 49 is een groot aantal zuren gerangschikt naar afnemende Kz-waarde (bij 298 K). De 'p-waarde' in de tabel is de - log K z De tabel begint met een aantal sterke zuren. Dat zijn zuren die sterker zijn dan het zuur H 3 O +. Deze zuren reageren volledig met water: de sterkte is onbepaald groot (K z >> 1). Alle sterke zuren zijn in water dus even sterk; ze staan in de tabel boven H 3 O +. Zwakke zuren zijn zwakker dan het zuur H 3 O +. Deze zuren reageren slechts gedeeltelijk met water. Ze staan in de tabel onder H 3 O +. Tussen de zwakke zuren onderling zijn grote verschillen. De deeltjes helemaal onderaan staan in water nooit H + -ionen af en blijven onveranderd: de sterkte is onbepaald klein (K z << ). Het H 3 O + -ion zelf rekenen we ook tot de sterke zuren (K z = 55,4). NB: Het gaat hier steeds om de zuursterkte van zuren opgelost in water. In een ander oplosmiddel blijft de relatieve sterkte hetzelfde, maar de K-waarden zullen zeker heel anders zijn. Het is mogelijk dat een zwak zuur in water, sterk is in een ander oplosmiddel. Meerwaardige zuren + Zuren die één H -ion per molecuul kunnen afstaan noemen we eenwaardige zuren (bijvoorbeeld HNO 3). Pagina 17

19 + Zuren die twee H -ionen kunnen afstaan noemen we tweewaardige zuren (zoals H2SO 4). H3PO 4 is een driewaardig zuur. + Meerwaardige zuren zullen niet onder alle omstandigheden alle H -ionen afstaan. Zwavelzuur In het geval van zwavelzuur, een sterk zuur, is de eerste dissociatie volledig. + Alle H2SO4-moleculen verliezen tijdens het oplossen een H -ion. Daarbij ontstaat het ion HSO 4 - dat een zwak zuur is. De tweede dissociatie is een evenwichtsreactie; het dissociatiepercentage van HSO 4 - is ongeveer 1% in een 1 M zwavelzuuroplossing. Een zwavelzuuroplossing bevat dus geen H2SO4-moleculen, maar wel HSO4 - - en SO4 2- -ionen. Meestal vatten we zwavelzuur op als een volledig sterk zuur. Molecuulmodel van zwavelzuur Bron: McMurry & Fay, Chemistry Fosforzuur Bij het driewaardige (zwakke) fosforzuur (H3PO 4) verloopt geen van de drie dissociaties volledig: er bestaan drie evenwichtstoestanden in de fosforzuur oplossing. Voor elk van de drie evenwichten geldt een aparte K z. Uit de zuurconstanten valt af te leiden dat de tweede dissociatie veel moeilijker verloopt dan de eerste. Het tweede waterstofion moet zich tegen de aantrekking van een één-min lading verwijderen. Bovendien verschuift het tweede evenwicht ook nog naar de kant van H2PO 4 - door de relatief hoge Pagina 18

20 concentratie H3 O + -ionen, die in de eerste dissociatie zijn gevormd. Voor het derde evenwicht geldt het voorgaande in sterkere mate. Het gevolg is dat de bijdrage aan de totale [H3 O + ] door de tweede en derde dissociatie te verwaarlozen is. Instabiele zuren Instabiele zuren zijn zuren die niet in zuivere vorm voorkomen, maar alleen in lage concentraties in de oplossing. Voorbeelden zijn koolzuur en zwaveligzuur. Koolzuur Het bekendste voorbeeld van een instabiel zuur is koolzuur (H2CO 3). In een oplossing van CO 2 in water stelt zich het volgende evenwicht in: Dit evenwicht ligt sterk naar links. Dat is de reden waarom koolzuur dikwijls wordt geschreven als (CO2 + H2O). Het gevormde koolzuur is een zwak tweewaardig zuur en reageert met water volgens: Bij optelling van beide reactievergelijkingen ontstaat: Door deze reactie heeft regen in schone lucht een ph van 5,6. Tabel 49 van BINAS bevat de evenwichtsconstante van dit evenwicht, genoemd als K z van (CO 2 + H2O). Molecuulmodel van koolzuur, H2CO3 Bron: McMurry & Fay, Chemistry Zwaveligzuur Bij zwaveldioxide is sprake van soortgelijke evenwichten. In water ontstaat met SO 2 een zure oplossing: Zwaveligzuur (H2SO 3) is evenals koolzuur instabiel en wordt geschreven als(so 2 + H2O). Pagina 19

21 Zuurvormende oxiden CO 2 en SO 2 noemen we zuurvormende oxiden. Het zijn zelf geen zuren, maar opgelost in water doen ze H3 O + -ionen ontstaan en verlagen ze de ph. Andere voorbeelden van zuurvormende oxiden zijn: N 2 O 5 -> HNO 3 N2O 3 -> HNO 2 P2O5 -> H 3 PO 4 P2O3 -> H 3 PO 3 Ionen als zuren Sommige positieve en negatieve ionen, zoals bijvoorbeeld NH 4 + en HSO 4 -, kunnen ook als zuur reageren. En sommige gehydrateerde metaalionen, zoals bijvoorbeeld Fe(H2O) 6 3+, gedragen zich ook als zwakke zuren. Dit betekent dat bij het oplossen van een zout in water een zure oplossing kan ontstaan. Zure zoutoplossing: AlCl 3 in water Bij het oplossen splitst het zout in ionen: - - Cl -ionen reageren niet met water (Cl is het zuurrestion afgeleid van een sterk zuur) De gebruikelijke notatie Al (aq) betekent 'omringd door een aantal watermoleculen': Al (aq) = Al(H2O) De gehydrateerde aluminiumionen gedragen zich als zuur. Een gehydrateerd aluminiumion is een zwak zuur Bron: Petrucci, General Chemistry De zuurstofatomen van de watermoleculen zijn naar het aluminiumion gericht en de waterstofatomen steken naar buiten. Door de positieve lading in het centrum van het complexe ion worden de H-atomen Pagina 20

22 iets afgestoten: ze laten gemakkelijker los dan bij vrije watermoleculen. NB: Een complex ion bestaat uit een centraal metaalion (hier: aluminiumion) met daaromheen een aantal omhullende deeltjes (hier: watermoleculen). Extra polarisatie van een watermolecuul door een hooggeladen metaalion Bron: Brady & Senese, Chemistry Een van de omhullende watermoleculen kan een waterstofion afstaan aan een vrij watermolecuul. Er - ontstaat dan een OH -ion in het complex, waarvan de plus-lading met één afneemt. Deze reactie is de oorzaak van de lage ph van aluminiumzouten in oplossing. Gehydrateerde metaalionen In beginsel vertonen alle gehydrateerde metaalionen in water dit verschijnsel. Bij de ionen van de groepen 1 en 2, de alkali- en aardalkalimetalen, is het echter niet waarneembaar: deze ionen hebben dus geen invloed op de ph van een oplossing. Oplossingen van bijvoorbeeld KNO 3 of CaCl 2 reageren dus neutraal. Alleen bij hooggeladen metaalionen is dit verschijnsel waarneembaar. In tabel 49 van BINAS staat een aantal voorbeelden van dit soort gehydrateerde metaalionen. Een ijzer(iii)chloride-oplossing reageert zuur Bron: Petrucci, General Chemistry Pagina 21

23 Tabel 49 in detail Hoe gebruik je tabel 49 uit BINAS? kn.nu/wwf0372ed (youtu.be) Pagina 22

24 Basen - Een basische oplossing wordt gekenmerkt door OH -ionen. Volgens de Arrhenius theorie is een base een stof die in water kan dissociëren onder vorming van - OH -ionen. Met deze theorie is echter het basisch karakter van stoffen die geen OH-groepen bevatten niet te verklaren. Een base kun je opvatten als een soort 'antizuur'. Een stof of een oplossing is basisch als het een zure oplossing kan ontzuren. Anders gezegd: een + basische stof bestaat uit deeltjes die H -ionen kunnen binden. Hiermee is de definitie gegeven van een base volgens de meer algemene Brønsted-Lowry theorie: een base is een deeltje (molecuul of ion) dat een proton kan opnemen, een protonacceptor. - Het OH -ion is volgens deze theorie zelf ook een base. Net als bij zuren onderscheiden we sterke en zwakke basen. Belangrijke basen In onderstaande tabel staan de namen en formules van vier belangrijke basen, twee sterke en twee zwakke basen. Ammoniak is een moleculaire stof, de hydroxiden, oxiden en carbonaten zijn zouten. Naam Formule sterke basen hydroxide-ion OH oxide-ion O 2- zwakke basen ammoniak NH3 carbonaation CO 2-3 Het gas ammoniak is goed oplosbaar in water. Op enkele uitzonderingen na, zijn hydroxiden, oxiden en carbonaten echter onoplosbaar in water (zie BINAS tabel 45A). In water slecht oplosbare hydroxiden, oxiden en carbonaten zijn basische stoffen, ze hebben een ontzurende werking. Ze leveren echter met water geen basische oplossingen (zie de paragraaf 'Reacties tussen zuren en basen'). Er bestaan nog talrijke andere basen, waaronder bijvoorbeeld alle zuurrestionen van zwakke zuren (zoals fosfaat, acetaat, enzovoort). In de organische chemie en de biochemie spelen vooral organische basen een belangrijke rol. Bekend zijn de aminen. Pagina 23

25 Sterke basen - Een sterke base is een base die volledig met water reageert onder vorming van OH -ionen. Volgens de - theorie van Brønsted-Lowry is een base sterk in water als hij sterker is dan de base OH. 2- Er zijn maar weinig sterke basen in water: O is de belangrijkste. - Het OH -ion rekenen we ook tot de sterke basen. Hydroxide-ion - Hoe OH -ionen in de oplossing komen bij het oplossen van hydroxiden, zoals NaOH, is vanzelfsprekend. Het zout splitst in water volledig in ionen: + - Een oplossing van NaOH in water noemen we natronloog. Notatie:Na (aq) + OH (aq). Tussen gehydrateerde hyroxide-ionen en watermoleculen vindt voortdurend protonoverdracht plaats, maar dat levert geen nieuwe deeltjes op: Oxide-ion - Andere basen vormen in water OH -ionen door een reactie met water. + Per definitie is een base een deeltje dat een H -ion kan opnemen. + - In water neemt de base een H -ion op van een H2O-molecuul, waardoor een OH -ion overblijft. 2- De volgende reactievergelijking verduidelijkt dit voor de base O, aanwezig in natriumoxide: Het O 2- -ion fungeert als base. Het is een sterke base die nooit vrij in water voorkomt en direct een H + - ion onttrekt aan een H 2 O-molecuul. Van het watermolecuul blijft OH - over en het oxide-ion gaat zelf ook over in OH -. Het watermolecuul fungeert hier dus als zuur! Onder de knop 'Amfolyten' van deze paragraaf komen we hier op terug. Zwakke basen - Een zwakke base reageert slechts gedeeltelijk met water onder vorming van OH -ionen. De reactie is een evenwichtsreactie. Het watermolecuul fungeert hier dus als zuur! Onder de knop 'Amfolyten' van deze paragraaf komen we hier op terug. - + Het OH -ion is volgens de theorie van Brønsted-Lowry zelf ook een base. Het neemt een H -ion op in de 'terugreactie' van het evenwicht. - Volgens deze theorie is een zwakke base in water een base die zwakker is dan de base OH. Hieronder staan enkele voorbeelden van zwakke basen in water. Pagina 24

26 Ammoniak In een oplossing van ammoniak, bestaat het volgende evenwicht: + Het stikstofatoom van het NH3-molecuul heeft nog een vrij elektronenpaar, waar het H -ion aan kan binden. De evenwichtsreactie van ammoniak met water Bron: McMurry & Fay, Chemistry Uit metingen blijkt dat in een 0,1 M ammoniakoplossing slechts ongeveer 1% van de opgeloste ammoniakmoleculen hebben gereageerd. Een oplossing van NH 3 in water noemen we ammonia. De juiste chemische notatie voor ammonia is: NH 3(aq). Aminen Aminen kan je afgeleid denken van ammoniak waarin tenminste één H-atoom is vervangen door een restgroep uit de koolstofchemie. Een voorbeeld is methylamine (CH3NH 2). Aminen zijn organische basen; ze zijn allen zwak: Carbonaat Een oplosbaar carbonaat vormt ook een basische oplossing, omdat het carbonaation een zwakke base is. Carbonaat is het zuurrestion van het zwakke zuur H2CO 3. Een voorbeeld is Na2CO 3 in water: + NB: De Na -ionen hebben geen invloed op de zuurgraad van de oplossing. Pagina 25

27 Zuurrestionen van zwakke zuren Oplossingen van alle zouten waarvan het zuurrestion is afgeleid van een zwak zuur zijn basisch. Zuurrestionen van zwakke zuren reageren op dezelfde wijze als carbonaat. Bijvoorbeeld acetaat: Basesterkte Basen en basische oplossingen. kn.nu/ww0da5c04 (youtu.be) Analoog aan de zuursterkte van een zuur spreken we van de basesterkte van een base. Deze wordt bepaald door de baseconstante Kb van de base. Voor de base NH 3 geldt: Hoe zwakker een base, des te kleiner is zijn K b -waarde (het evenwicht van de reactie met water ligt sterk naar links). Bij gelijke molariteit levert een zwakkere base minder OH - dan een sterkere base. Bij gelijke molariteit is de ph van een oplossing van een zwakkere base dus lager dan die van een sterkere base. BINAS In BINAS tabel 49 staat een groot aantal basen, gerangschikt naar opklimmende K b -waarde (pk b = - log K b ). Hoe groter de waarde van K b des te sterker de base. Helemaal onderaan de tabel staan enkele sterke basen. Dat zijn basen die sterker zijn dan de base OH -. Deze basen reageren volledig met water (aflopende reactie): de sterkte is onbepaald groot (K b >> 1). Alle basen die boven OH - staan, noemen we zwak. Zwakke basen reageren slechts gedeeltelijk met water (evenwichtsreactie). Tussen de zwakke basen onderling zijn grote verschillen. De tabel begint met een aantal basen die zwakker zijn dan de base water. In water zullen ze nooit H + -ionen opnemen en blijven onveranderd. Ze genereren géén basische oplossing. Het OH - -ion zelf rekenen we ook tot de sterke basen (K b = 55,4). Pagina 26

28 Amfolyten Behalve deeltjes die zich als zuur of als base gedragen, zijn er ook deeltjes die beide functies kunnen vervullen. Het bekendste voorbeeld is een watermolecuul. Een watermolecuul kan als protondonor optreden, maar ook als protonacceptor. Lossen we een zuur op in water, dan gedraagt H2O zich als base (protonacceptor). En als we er een base in oplossen, dan gedraagt H2O zich als zuur (protondonor). Water is een amfolyt: een deeltje dat als zuur én als base kan reageren. Het gedrag van water hangt dus af van de andere deeltjes in de oplossing. Andere voorbeelden van amfolyten zijn de ionen HCO 3 en HSO 3 -. In BINAS tabel 49 vind je deze anionen en water dan ook zowel bij de zuren als bij de basen. Zoutoplossing met amfolyte ionen: NaHSO 3 in water + In een oplossing van NaHSO 3 in water bevinden zich Na - en HSO3 - -ionen. Natrium staat in groep 1: gehydrateerde natriumionen zullen geen protonen afstaan aan watermoleculen (zie 'Ionen als zuren' onder de knop 'Zuren' van deze paragraaf). Het HSO3 - -ion is een amfolyt en kan op twee manieren met water reageren (zie BINAS tabel 49): De zuurconstante van HSO 3 - is groter dan de baseconstante, dan is het zuurevenwicht bepalend voor de reactie van HSO 3 - met water: de oplossing is zuur. Op dezelfde manier is gemakkelijk in te zien dat een oplossing van natriumwaterstofcarbonaat in water basisch zal zijn: de K b van HCO 3 - is groter dan de K z van HCO 3 -. Uitleg over amfolyten. kn.nu/ww (youtu.be) Pagina 27

29 Geconjugeerd zuur-basepaar In een oplossing van een zwak zuur (HZ) in water bestaat het volgende evenwicht: - - Z ontstaat als het zuur HZ een proton afstaat. In de 'terugreactie' kan Z een proton opnemen. - - Dus is het zuurrestion van een zwak zuur (Z ) zelf weer een base. We noemen Z de geconjugeerde - base van het zuur HZ. Evenzo is HZ het geconjugeerde zuur van de base Z. - HZ en Z vormen een geconjugeerd zuur-basepaar. Geconjugeerd betekent gekoppeld, hier in de betekenis van 'bij elkaar horend', ook wel 'zuur-base koppel' genoemd. Een geconjugeerd zuur-basepaar bestaat dus uit een zuur en een base die door overdracht van één proton in elkaar over kunnen gaan. H2O is de geconjugeerde base van het zuur H3 O + ; ze vormen een geconjugeerd zuur-basepaar. Een redenering, zoals hierboven voor zwakke zuren, geldt ook voor zwakke basen. In een oplossing van een zwakke base (bijvoorbeeld NH 3) bestaat het volgende evenwicht: NH 4 + is het geconjugeerde zuur van de base NH 3 en H2O is het geconjugeerde zuur van de base - OH. In BINAS tabel 49 zijn naast de zuren de geconjugeerde basen vermeld. De tabel laat zien wat het verband is tussen de sterkte van een zuur en de sterkte van z'n geconjugeerde base. Algemeen geldt: Verband tussen Kz en Kb In BINAS tabel 49 zijn naast de zuren de geconjugeerde basen vermeld. De tabel laat zien wat het verband is tussen de sterkte van een zuur en de sterkte van z'n geconjugeerde base: Een sterk zuur heeft een uiterst zwakke geconjugeerde base (deze base reageert niet met water!); hoe zwakker het zuur, des te sterker is de geconjugeerde base. Een sterke base heeft een uiterst zwak geconjugeerd zuur (dit zuur reageert niet als zodanig met water!); hoe zwakker de base, des te sterker is het geconjugeerde zuur. Voor het verband tussen de zuursterkte van een zwak zuur en de basesterkte van zijn geconjugeerde base geldt: pk z + pk b = pk w = 14,00 Pagina 28

30 (Voor de theoretische afleiding van deze betrekking zie het tabblad 'Berekeningen' van deze paragraaf.) Verband tussen zuursterkte en basesterkte van geconjugeerde zuur-base-paren Bron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry Pagina 29

31 Lewis zuren en -basen We hebben eerder in dit hoofdstuk twee definities voor zuren en basen gegeven. De definitie volgens Arrhenius bleek te beperkt, omdat deze alleen voor oplossingen in water geldt. Daarom hebben we de meer algemene Brønsted-Lowry definitie gebruikt. Maar er is nog een derde definitie volgens Lewis die zelfs nog algemener is: een Lewiszuur is een acceptor van een vrij elektronenpaar (elektronenpaar-acceptor) en een Lewisbase is een donor van een vrij elektronenpaar (elektronenpaar-donor). Met andere woorden: een Lewiszuur heeft een lege valentieorbitaal die het kan gebruiken om een elektronenpaar te accepteren van een deeltje met een vrij elektronenpaar (Lewisbase). Alle zuren en basen uit de vorige definities vallen dus onder de definitie van Lewis. + Een eenvoudig voorbeeld is de reactie tussen NH 3 en H : het stikstofatoom van het NH3-molecuul + heeft nog een vrij elektronenpaar, waar een H -ion aan kan binden. Het grote voordeel van de definitie van Lewis is echter dat deze niet alleen beperkt blijft tot protonen + (H ). Ook andere positief geladen ionen en neutrale moleculen met lege valentie-orbitalen kunnen een vrij elektronenpaar van een Lewisbase accepteren. Meestal gebruiken we de termen Lewiszuur en Lewisbase alleen voor systemen waarin geen zuur waterstofatoom voorkomt. Positief geladen Lewiszuren 3+ De meest voorkomende voorbeelden van positief geladen Lewiszuren zijn metaalionen, zoals Al en Cu. Hydratatie van het Al ion is bijvoorbeeld een zuur-basereactie waarin elk van de zes H2O 3+ moleculen een elektronenpaar doneert aan het Al ion onder vorming van het gehydrateerde ion Al(H2O) Op dezelfde manier is de reactie van het Cu ion met ammoniak een zuur-basereactie waarin elk van 2+ de vier NH 3 moleculen een elektronenpaar doneert aan Cu onder vorming van het diepblauwe ion Cu(NH 3) De vorming van overgangsmetaalcomplexen kunnen we dus ook beschrijven als een zuur-basereactie. Het is de reactie tussen een overgangsmetaalion (het Lewiszuur) en een of meer liganden die elk een vrij elektronenpaar hebben (de Lewisbasen). Neutrale Lewiszuren Voorbeelden van neutrale Lewiszuren zijn de halogeniden van de elementen uit groep 13 van het periodiek systeem, zoals BF 3 en AlCl 3. BF 3 is bijvoorbeeld een sterk Lewiszuur, omdat boor in deze verbinding slechts omringd is door zes 2 valentie-elektronen. Het booratoom gebruikt drie sp -hybride-orbitalen om de drie fluoratomen te binden. De lege 2p valentie-orbitaal kan een vrij elektronenpaar accepteren van een Lewisbase, zoals bijvoorbeeld NH 3, om het octet compleet te maken. Pagina 30

32 Reactie van het Lewiszuur BF 3 met de Lewisbase NH 3 Bron: McMurry & Fay, Chemistry Overzicht van de verschillende zuur-base-theorieën. Pagina 31

33 Zuren: voorbeelden van berekeningen De ph van oplossingen van sterke zuren kunnen we eenvoudig berekenen uit de hoeveelheid opgeloste stof. Sterke zuren reageren immers aflopend met water. De ph van oplossingen van zwakke zuren wordt bepaald door twee factoren: de hoeveelheid opgeloste stof; de zuursterkte van de opgeloste stof. Zwakke zuren reageren slechts gedeeltelijk met water. De reactie is een evenwichtsreactie. De berekening van de ph moet via de evenwichtsvoorwaarde verlopen. Omgekeerd kunnen we uit een gegeven ph de oorspronkelijke concentratie (molariteit) van het zuur berekenen. Voor de berekening van de ph van oplossingen van meerwaardige zuren (bijvoorbeeld H3PO 4, H2S, + H2CO 3) hoeft alleen de eerste H -overdracht in rekening te worden gebracht. Hiermee maken we in het algemeen een verwaarloosbaar kleine fout. ph na verdunning Voor een oplossing van een eenwaardig sterk zuur geldt dat de [H3 O + ] gelijk is aan de molariteit van het zuur, omdat een sterk zuur volledig in ionen is gesplitst: [H3 O + ] = c (HZ) Bij verdunning tot n maal het oorspronkelijke volume, wordt de molariteit en dus ook de [H3 O + ] n maal zo klein. De [H3 O + ] in een oplossing van een zwak zuur wordt behalve door de molariteit ook door de sterkte van het zuur bepaald. Na verdunnen tot n maal het oorspronkelijke volume is wel de molariteit van het zuur n maal zo klein geworden, maar de [H3 O + ] niet. De [H3 O + ] van de verdunde oplossing moeten we opnieuw met de K z berekenen, omdat het zuurevenwicht naar rechts verschuift. Door de verdunning onstaan er meer H3 O + -ionen, zodat de concentratie daarvan minder sterk daalt dan bij een sterk zuur het geval zou zijn. Berekeningen Maak een keuze uit het linkermenu onder: zuren, voorbeelden van berekeningen'. ph oplossing sterk zuur Berekening van de ph van 0,020 M zoutzuur Pagina 32

34 HCl is een sterk eenwaardig zuur; de [H3 O + ] is dus gelijk aan de molariteit van het zuur. [H 3 O + ] = 0,020 mol.l -1 ph = - log [H 3 O + ] = - log 0,020 = 1,70. Berekening van de ph van 0,50 M H 2 SO 4 Zwavelzuur is een tweewaardig sterk zuur. De eerste dissociatie is volledig, de tweede dissociatie is een evenwichtsreactie: Voor de eerste dissociatie geldt: [H3 O + ] = [HSO 4 - ] = 0,50M Voor de tweede dissociatie geldt: Bij de tweede dissociatie ontstaat slechts een kleine hoeveelheid H3 O + vergeleken bij de H3 O + ontstaan in de eerste dissociatie. -1 Van de 0,5 mol L HSO 4 -, ontstaan in de eerste dissociatie, dissocieert 1 slechts 0,01 mol L -1 in H3 O + en SO De totale [H3 O + ] is dus 0,50 + 0,010 = 0,51 mol L -1. ph = - log [H3 O + ] = - log 0,51 = 0,29 Conclusie Uit bovenstaande berekening blijkt dat we voor deze oplossing de tweede dissociatiestap mogen verwaarlozen. Door de relatief hoge H3 O + -concentratie uit de eerste stap ligt het evenwicht sterk naar links. Dat zal nog sterker gelden voor meer geconcentreerde oplossingen. Naarmate we meer verdunnen zal de tweede dissociatie echter een steeds grotere rol gaan spelen. Uitgaande van de gemeten ph-waarde van een zwavelzuur oplossing is na te gaan in hoeverre de tweede dissociatie een rol speelt. Immers: Bij een ph van 3,0 is de verhouding [SO ] / [HSO 4 - ] gelijk aan 10. Het evenwicht ligt dan dus al bijna helemaal rechts en bijna de helft van de H 3 O + -ionen is Pagina 33

35 afkomstig uit de tweede ionisatiestap. De molariteit van deze zwavelzuuroplossing zal dus ongeveer zijn. Pas bij sterker verdunde zwavelzuuroplossingen mogen we de tweede dissociatie als volledig beschouwen en levert een zwavelzuurmolecuul in water twee protonen op. 1 Bij zwavelzuuroplossingen waarvan de molariteit ongeveer ligt tussen 10-1 en 10-4 M speelt het evenwicht een belangrijke rol. De exacte ph is dan alleen te berekenen via een kwadratische vergelijking. Bij hogere molariteit ligt het evenwicht ver naar links en is dus te verwaarlozen, bij lagere molariteit ligt het ver naar rechts en kan als aflopend beschouwd worden. In die gevallen is de phberekening een stuk eenvoudiger. Hieronder staat de aanpak voor het geval de molariteit 1, is. Berekening ph van 0,0010 M zwavelzuuroplossing kn.nu/ww.007ec72 (doc, maken.wikiwijs.nl) Druk op 'opslaan' en dan op 'openen'. ph oplossing zwak zuur Berekening van de ph van 0,10 M azijnzuur CH3COOH is een zwak eenwaardig zuur; de berekening moet via de evenwichtsvoorwaarde verlopen. Een tabel maakt de berekening overzichtelijk: concentratie -1 [CH3COOH] mol L [H3 O ] mol L - -1 [CH3COO ] mol L begin 0,10» 0 0 verandering Δc - x + x + x evenwicht 0,10 - x x x De K z van CH3COOH vinden we in BINAS. Invullen in de formule geeft: Deze vergelijking is een vierkantsvergelijking in x. Bij de oplossing hiervan kunnen we een benaderingsmethode toepassen, die eenvoudig en snel werkt. De noemer is een factor groter dan de teller. Dat betekent dat x heel klein is en te verwaarlozen ten opzichte van 0,10. Ofwel: (0,10 - x) mogen we gelijk stellen aan 0, De vergelijking wordt dan: x = 0,10 1,8 10 = 1, Daaruit volgt: x = 1,3 10. Dus [H3 O ] = 1,3 10 mol L en ph = 2,88. Pagina 34

36 Ionisatiegraad Hoeveel procent van de opgeloste azijnzuurmoleculen in bovenstaand voorbeeld hebben nu gereageerd met water? Dit percentage noemen we de ionisatiegraad a: Zwakke zuren worden altijd ongeioniseerd opgeschreven, bijvoorbeeld CH3COOH(aq). Veruit de meeste opgeloste azijnzuurmoleculen hebben niet met water gereageerd, dus deze notatie - stemt beter overeen dan de notatie met ionen: CH3COO (aq) + H3 O + (aq). Bovendien kun je dan in één opslag zien dat je te maken hebt met een zuur. Berekening van de ph van 0,30 M H 2 CO 3 -oplossing H 2 CO 3 is een tweewaardig zwak zuur; de berekening moet via de evenwichtsvoorwaarde verlopen: Bij een meervoudig zwak zuur mogen we de bijdrage van het 2 e en eventueel 3 e evenwicht aan de [H 3 O + ] verwaarlozen, omdat de evenwichtsconstante van het 2 e en eventueel 3 e evenwicht veel kleiner zijn dan de evenwichtsconstante van het 1 e evenwicht. Die evenwichten liggen dus sterk links! Hiermee maken we in het algemeen een verwaarlozebaar kleine fout. Tabel voor de berekening: concentratie [H 2 CO 3 ] in mol.l -1 [H 3 O + ] in mol.l -1 [HCO - 3 ] in mol.l -1 begin 0, verandering, Δc -x x x evenwicht 0,30-x x x Pagina 35

37 [H 3 O + ] = 7, ph = - log 7, = 3,44 ph-berekening van een oplossing van een zwak zuur. kn.nu/ww7fe026e (youtu.be) ph na verdunning De oplossingen A en B hebben beide ph = 2,88. Oplossing A is zoutzuur en oplossing B is 0,10 M azijnzuur. Bereken de ph van beide oplossingen nadat het volume door verdunning is verdubbeld. Oplossing A: ph = 2,88 komt overeen met [H 3 O + ] = 1, mol.l -1. Na verdunnen is de molariteit gehalveerd en dus ook de [H 3 O + ]:[H 3 O + ] = 6, mol.l -1 ph = 3,19. Oplossing B: Na verdunnen is de molariteit van de CH 3 COOH-opl. = c z = 0,050 M. We berekenen de [H 3 O + ] en de ph zoals onder de knop 'ph oplossing zwak zuur'. Pagina 36

38 Ionisatiegraad: a = 9, /0.050 = 1, = 1,9%. Zoals verwacht is de ph-stijging bij het azijnzuur minder dan bij het zoutzuur. Ionisatiegraad Doordat bij een oplossing van een zwak zuur bij verdunning het evenwicht naar rechts verschuift, neemt de ionisatiegraad toe. Bij 100 keer verdunnen wordt de ionisatiegraad 10 keer zo groot Bron: McMurry & Fay, Chemistry Berekening molariteit van een sterk zuur in oplossing, bij gegeven ph Bereken de molariteit van de perchloorzuuroplossing met een ph van 4,50. Oplossing: Perchloorzuur is een sterk zuur, zie BINAS tabel 49. De perchlooroplossing is dus 3, M. Berekening molariteit van een zwak zuur in oplossing, bij gegeven ph Bereken de molariteit van methaanzuuroplossing met een ph van 3,75. Oplossing: Methaanzuur is een eenwaardig zwak zuur, zie BINAS tabel 49. Pagina 37

39 Bereken de molariteit van een waterstofsulfide-oplossing met ph van 4,80. Oplossing: H 2 S is een een tweevoudig zwak zuur, zie BINAS tabel 49. Bij een meerwaardig zwakzuur, houden we bij de ph-berekening alleen rekening met de eerste stap van de splitsing. De tweede stap, draagt vanwege de veel kleiner K z -waarde, nauwelijks bij aan de [H 3 O + ]. We maken nu een fout die verwaarloosbaar is binnen de significantie van de opgave. Pagina 38

40 Pagina 39

41 Basen: voorbeelden van berekeningen De ph van een basische oplossing volgt uit de betrekking: ph + poh = 14,00. De poh van oplossingen van sterke basen kunnen we eenvoudig berekenen uit de hoeveelheid opgeloste stof. Sterke basen reageren immers aflopend met water. De poh van oplossingen van zwakke basen wordt bepaald door twee factoren: de hoeveelheid opgeloste stof; de basesterkte van de opgeloste stof. Zwakke basen reageren slechts gedeeltelijk met water. De reactie is een evenwichtsreactie. De berekening van de poh moet via de evenwichtsvoorwaarde verlopen. Omgekeerd kunnen we uit een gegeven ph of poh de molariteit van de base berekenen. Voor de berekening van de ph van oplossingen van meerwaardige basen (bijvoorbeeld CO 3 2 ) hoeft + alleen de eerste H -overdracht in rekening te worden gebracht. Hiermee maken we in het algemeen een verwaarloosbaar kleine fout. ph na verdunning Voor een oplossing van een eenwaardig sterke base (bijvoorbeeld een KOH-oplossing) geldt dat de [OH ] gelijk is aan de molariteit van de oplossing. Bij verdunning tot n maal het oorspronkelijke volume, wordt de molariteit en dus ook de [OH ] n maal zo klein. De [OH ] in een oplossing van een zwakke base wordt behalve door de molariteit ook door de sterkte van de base bepaald. Na verdunnen tot n maal het oorspronkelijke volume is wel de molariteit van de base n maal zo klein geworden, maar de [OH ] niet. De [OH ] van de verdunde oplossing moeten we opnieuw met de K b berekenen, omdat het baseevenwicht naar rechts verschuift. Door de verdunning onstaan er meer OH -ionen, zodat de concentratie daarvan minder sterk daalt dan bij een sterke base het geval zou zijn. Berekeningen Maak een keuze uit het linkermenu onder: basen, voorbeelden van berekeningen'. ph oplossing sterke base Berekening van de ph van een 0,012 M bariumhydroxide-oplossing Pagina 40

42 We hebben hier te maken met een oplossing van een sterke base. We berekenen eerst de poh en dan de ph. [OH ] = 2 0,012 = 0,024 mol.l 1 poh = log 0,024 = 1,62 ph = 14,00 1,62 = 12,38. ph oplossing zwakke base Berekening van de molariteit van ammonia met ph = 11,47 We berekenen eerst de [OH ] en dan via de evenwichtsvoorwaarde de concentratie. De ph is gegeven, dus de [OH ] is bekend: poh = 14,00 11,47 = 2,53 [OH ] = 3, mol.l 1. Maak weer een tabel: concentratie [NH 3 ] mol.l -1 [NH 4 + ] mol.l -1 [OH - ] mol.l -1 begin c 0 0 verandering Δc - 3, , , evenwicht c - 3, , , De K b van NH 3 staat in BINAS. Invullen in de formule geeft: De oplossing is 0,50 M NH 3. Pagina 41

43 Ionisatiegraad Hoeveel procent van de opgeloste ammoniakmoleculen in bovenstaand voorbeeld hebben nu gereageerd met water? Dit percentage noemen we de ionisatiegraad a: ph-berekening van een oplossing van zwakke base. kn.nu/ww368b013 (youtu.be) ph na verdunning De oplossingen A en B hebben beide ph = 11,47. Oplossing A is natronloog en oplossing B is 0,50 M ammonia. Bereken de ph van beide oplossingen nadat het volume door verdunning is verdubbeld. Oplossing A: poh = 2,53 komt overeen met [OH - ] = 3, mol. 1. Na verdunnen is de molariteit gehalveerd en dus ook de [OH ]: [OH - ] = 1, poh = 2,83 ph = 11,17 Oplossing B: na verdunnen is de molariteit c(nh 3 ) = 0,25 M. Berekening van de ph van 0,25 M NH 3 -oplossing NH 3 is een zwakke eenwaardige base; de berekening moet via de evenwichtsvoorwaarde verlopen. Een tabel maakt de berekening overzichtelijk: concentratie [NH 3 ] in mol.l -1 [NH 4 + ] in mol.l -1 [OH - ] in mol.l -1 begin 0, verandering,δc -x x x evenwicht 0,25-x x x De K b van NH 3 vinden we in BINAS. Invullen in de formule geeft: Pagina 42

44 x 1 voldoet niet, want de [OH - ] kan in dit geval niet negatief zijn. [OH - ] =2, poh = - log 2, = 2,68 ph = 14,00 poh = 11,32 Zoals verwacht is de ph-daling bij de ammonia minder dan bij de natronloog. Berekening molariteit van een sterke base in oplossing, bij gegeven ph Bereken de molariteit van kaliloog met ph van 10,50. Oplossing: Kaliloog is een oplossing van kaliumhydroxide in water. KOH splitst in water volledig in ionen: Berekening molariteit van een zwakke base in oplossing, bij gegeven ph Bereken de molariteit van een NaBrO-oplossing met ph van 10,50. Pagina 43

45 Oplossing: NaBrO splitst in water volledig in ionen: BrO - is een zwakke base, zie BINAS tabel 49. Bereken de molariteit van een Na 2 SO 3 -oplossing met ph van 10,00. Oplossing: Na 2 SO 3 splitst in water volledig in ionen. SO 3 2- is een tweewaardig zwakke base: Aangezien de baseconstante van het tweede evenwicht veel kleiner is dan die van het eerste evenwicht, mogen we de bijdrage van het tweede evenwicht aan de [OH - ] verwaarlozen. We maken dan een fout, die verwaarloosbaar is binnen de significatie. Pagina 44

46 Pagina 45

47 Video: Rekenen met zuren en basen Berekeningen van ph en de poh. kn.nu/wwb5a2adb (youtu.be) Sieger Kooij leert je een methode om verschillende soorten zuur-base berekeningen op te lossen. De verschillende zuur-base berekeningen worden behandeld. kn.nu/ww053647c (youtu.be) Berekening waarbij je de ionisatie niet mag verwaarlozen t.o.v. de opgeloste hoeveelheid zwak zuur. Berekeningen met zuren en basen. kn.nu/ww (youtu.be) Pagina 46

48 Zuur-base indicatoren Voor een zuur-base-indicator is het interessant na te gaan hoe de kleur van de oplossing, dus de verhouding van de indicator in de zure en de basische vorm, afhangt van de ph. Als voorbeeld kan broomthymolblauw dienen: Structuurformule van broomthymolblauw + De pijl wijst naar het H-atoom dat als H -ion kan afsplitsen Als we broomthymolblauw aangeven met HInd kunnen we het indicatorevenwicht opschrijven als: We herschrijven daartoe de evenwichtsvoorwaarde: - Als ph = pk z, dan zijn er evenveel HInd-deeltjes als Ind -deeltjes aanwezig. De oplossing heeft dan een mengkleur, in het geval van broomthymolblauw is de mengkleur groen. Voor iedere ph-waarde ligt dus de verhouding tussen gele en blauwe deeltjes precies vast. Deze verhouding is ook uit te rekenen (zie onder de knop 'Omslagtraject'). Pagina 47

49 Omslagtraject van indicatoren Bron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry Omslagtraject Omslagtraject van indicatoren Bron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry Pagina 48

50 We beschouwen het omslagtraject van broomthymolblauw. - Stel dat de verhouding tussen het aantal gele deeltjes HInd en het aantal blauwe deeltjes Ind - minimaal 10 moet zijn om de gele kleur te zien. Dan geldt: [HInd] = 10 [Ind ] Ingevuld in de betrekking die onder de vorige knop 'Zuur-base-indicatoren' is afgeleid, vinden we de ph waarbij dat het geval is: ph = pk z - log10 = pk z - 1 Broomthymolblauw heeft pk z = 7,0 en een omslagtraject van ph = 6,0 tot ph = 7,6. De veronderstelling [geel] : [blauw] = 10 : 1 was dus juist. Voor de blauwe kleur geldt: ph = pk z + 0,6 - Hieruit volgt dat de oplossing voor het oog al geheel blauw is als [Ind ] = 4 [HInd]. De omslagtrajecten van indicatoren zijn niet alle even breed, dus de verhouding van de gekleurde deeltjes waarbij de ene kleur overheerst, wisselt (zie BINAS tabel 52A). Dit hangt af van de intensiteit van de kleur. Aangezien elke indicator een eigen pk z heeft, ligt het omslagtraject voor elke indicator anders. De pk z ligt niet altijd symmetrisch midden in het omslagtraject, dat hangt weer af van de kleuren. In de onderstaande video geeft Sieger Kooij uitleg over indicatoren en tabel 52A. Zuur-base indicatoren. kn.nu/ww3b1978e (youtu.be) Pagina 49

51 Verband tussen Kz en Kb Het verband tussen de zuursterkte van een zwak zuur (HZ) en de basesterkte van zijn geconjugeerde - base (Z ) kunnen we theoretisch afleiden. We kunnen de volgende evenwichten opschrijven. Zuurevenwicht Base-evenwicht Vermenigvuldigen we de concentratiebreuken van het zuurevenwicht en het base-evenwicht met elkaar, dan ontstaat: Voor evenwichtstoestanden bij 298 K geldt dus altijd: K b x K b = K w = 1, Met deze formule kunnen we vanuit de zuurconstante de baseconstante berekenen en andersom. De formule laat ook het volgende zien: hoe sterker een zuur (m.a.w. hoe groter de zuurconstante), hoe kleiner de baseconstante (m.a.w. des te zwakker de geconjugeerde base). Nemen we de negatieve logaritme, dan ontstaat de vergelijking: pk z + pk b = pk w =14,00 Behandeling van de zuur- en baseconstante. kn.nu/wwc1710a2 (youtu.be) Pagina 50

52 Reacties tussen zuren en basen Een zuur-basereactie is een reactie waarbij protonoverdracht optreedt. Afhankelijk van de sterkte van de reagerende zuren en basen is de reactie aflopend of een evenwichtsreactie. Slecht oplosbare basische stoffen geven met water geen basische oplossingen, ze kunnen echter wel + zure oplossingen ontzuren (H -ionen binden). Hoe ligt het evenwicht? Bron: McMurry & Fay, Chemistry Pagina 51

53 Protonenoverdracht Het algemene kenmerk van reacties tussen zuren en basen is de overdracht van H + -ionen. Steeds is er een zuur, een protondonor, en een base, een protonacceptor, bij betrokken. Een zuur-basereactie omschrijven we daarom als een reactie met protonoverdracht. De algemene evenwichtsreactie is: Bij een zuur-basereactie hebben we altijd te doen met twee geconjugeerde zuur-baseparen. B treedt op als base in de reactie naar rechts, A - treedt als base op in de reactie naar links. We kunnen een zuur-basereactie zien als een competitie tussen twee basen: de sterkste base bindt het proton het sterkst. Stel dat base B sterker is dan base A -, dan zal de reactie naar rechts gemakkelijker verlopen dan de reactie naar links. De sterkste base wint. Deze uitspraak is geheel gelijkwaardig met de uitspraak: het sterkste zuur bepaalt hoe de reactie loopt. Immers, naarmate een base zwakker is, is het geconjugeerde zuur sterker. Bij de zwakste base A - hoort het sterkste zuur HA. De ligging van het zuur-base-evenwicht hangt dus af van de sterkte van de reagerende zuren en basen in de heen- en de teruggaande reactie en hangt hiermee als volgt samen: Hoe sterker HA en/of B, des te meer ligt het evenwicht naar rechts. Hoe zwakker HA en/of B, des te meer ligt het evenwicht naar links. In een oplossing reageren altijd eerst het sterkste zuur en de sterkste base met elkaar. H 2 O is de zwakste base én het zwakste zuur dat in water kan voorkomen. H 3 O + is het sterkste zuur en OH - is de sterkste base die in water kunnen voorkomen. Als je een sterke base aan een oplossing toevoegt, voeg je in wezen, als resultante, vrije OH - -ionen toe, omdat de base aflopend met water reageert. Als je een sterk zuur aan een oplossing toevoegt, voeg je in wezen, als resultante, H 3 O + -ionen toe, omdat het zuur aflopend met water reageert. Iedere zuur-basereactie leidt tot gehele of gedeeltelijke neutralisatie. Voor reacties tussen zure en basische oplossingen kunnen we vuistregels hanteren. Een bijzonder geval doet zich voor bij slecht oplosbare basische stoffen. Pagina 52

54 Reacties tussen zuren en basen. kn.nu/wwca55571 (youtu.be) Neutralisatie Voegen we een basische oplossing (bijvoorbeeld natronloog) toe aan een zure oplossing (bijvoorbeeld zoutzuur), dan stijgt de ph van het mengsel. De oplossing wordt minder zuur, wat duidt op een afname van de H3 O + -concentratie. De volgende reactie treedt op: Voegen we juist voldoende base toe om de oplossing te ontzuren, dan wordt de ph van de oplossing 7. We noemen dit het neutraliseren van een zure oplossing. Evenzo kunnen we een basische oplossing neutraliseren met een zuur. Iedere zuur-basereactie leidt tot gehele of gedeeltelijke neutralisatie. De manier waarop we de reactie noteren is echter niet altijd hetzelfde. Hoe dat gaat staat onder de knop 'Vuistregels' van deze paragraaf. Vuistregels We kunnen de volgende vuistregels hanteren voor reacties tussen zure en basische oplossingen, waarbij de 'tribune-ionen' zijn weggelaten: 1. Sterke base + sterk zuur: de reactie is aflopend. 2. Sterke base + zwak zuur: evenwichtsreactie die vrijwel aflopend is. 3. Zwakke base + sterk zuur: evenwichtsreactie die vrijwel aflopend is. 4. Zwakke base + zwak zuur: evenwichtsreactie. - Aangezien NH 3 een sterkere base is dan CH3COO en CH3COOH een sterker zuur is dan NH 4 +, zal het evenwicht in dit voorbeeld naar rechts liggen. Zuur-basereacties zonder water Sommige zuur-base reacties kunnen ook zonder water verlopen. Ammoniakgas bijvoorbeeld kan reageren met een zuiver zuur tot een ammoniumzout: Pagina 53

55 De witte rook is salmiak (ammoniumchloride), dat ontstaat door reactie van waterstofchloride met ammoniak Bron: Brady & Senese, Chemistry Slecht oplosbare basische stoffen Een bijzonder geval doet zich voor als de basische stof niet oplost in water (zure stoffen zijn vrijwel altijd oplosbaar in water). Er ontstaat dan geen basische oplossing. + Alle hydroxiden, metaaloxiden en carbonaten kunnen echter zure oplossingen ontzuren (H -ionen binden), ongeacht of de stof is opgelost in water of niet. Dat geldt ook voor andere slecht oplosbare zouten die een base als anion bevatten (bijvoorbeeld fosfaten). Hydroxiden Koper(II)hydroxide bijvoorbeeld lost nauwelijks op in water. Er stelt zich een evenwicht in tussen de vaste stof en de oplossing: 7 1 In een verzadigde oplossing is [OH ] = 3,4 10 mol L. Dit is maar 3,4 meer dan de zeer geringe hoeveelheid OH -ionen die van nature in water aanwezig is. Voegen we zoutzuur toe dan reageren de OH -ionen in een aflopende reactie met de H3 O + -ionen: De [OH ] neemt hierdoor af en er lost meer Cu(OH) 2 op, totdat er opnieuw evenwicht is. Pagina 54

56 Als we voldoende zoutzuur toevoegen, zal zo alle Cu(OH) 2 oplossen. Laag voor laag reageert de vaste stof met de zure oplossing. Er ontstaat een oplossing van koper(ii)chloride. De nettoreactie is: Metaaloxiden 2 De O -ionen die zich aan het oppervlak van bijvoorbeeld de vaste stof koper(ii)oxide bevinden zijn een sterke base en reageren met water. Hierbij ontstaat een laagje OH -ionen: Het Cu(OH) 2 is zeer slecht oplosbaar en sluit de rest van de vaste stof CuO af. De omzetting gaat dus niet verder. Er stelt zich aan het oppervlak hetzelfde evenwicht in als in het bovenstaande voorbeeld met koper(ii)hydroxide. Door toevoegen van zoutzuur verdwijnt CuO op den duur door reactie van het zuur met Cu(OH) 2. Nadat het eerste laagje van Cu(OH) 2 is opgelost, reageert de rest van het vaste CuO laag voor laag verder met de zure oplossing. Ook hier ontstaat een oplossing van koper(ii)chloride. De netto-reactie is: Carbonaten Calciumcarbonaat (kalksteen, ketelsteen) lost slecht op in water: In een verzadigde oplossing is [CO 3 ] = 9,3.10 mol L (te berekenen uit het oplosbaarheidsproduct). De carbonaationen reageren met water: Door hun lage concentratie is de invloed van de carbonaationen op de ph van water te verwaarlozen. Voegen we zoutzuur toe, dan reageert H3 O + met OH -, waardoorhet carbonaatevenwicht naar de kant van het HCO3 verschuift. De [CO 3 2 ] neemt af, waardoor het calciumcarbonaatevenwicht naar rechts verschuift. Als we voldoende zoutzuur toevoegen lost het CaCO 3 geheel op tot een oplossing van Ca(HCO 3) 2. Bij overmaat zuur gaan de HCO3 -ionen over in het instabiele koolzuur, dat al bij zeer lage concentraties ontleedt in CO 2 en H2O. Doordat het CO 2 ontwijkt, is de reactie aflopend. De nettovergelijking met overmaat zoutzuur is: Met deze kennis kunnen we de aantasting van kalksteen (bouwmaterialen, beelden) door zure regen begrijpen, een bekend milieuprobleem. Deze kennis past men toe om verzuurde gronden en meren te ontzuren (toevoegen van kalk) en om ketelsteen te verwijderen (toevoegen van zuur of koken). Pagina 55

57 Wanneer reageren zouten als zuur of als base? kn.nu/wwfea8a0c (youtu.be) Overzicht Hieronder staat een samenvatting van de belangrijkste zuur-basereacties die in dit thema aan de orde zijn geweest. Het principe van deze reacties komt goed tot uiting als we alleen de protonoverdracht aangeven en de deeltjes die niet reageren uit de vergelijkingen weggelaten. 1. ionisatie van een zuur in water 2. oplosbaar metaalhydroxide met een zure oplossing 3. onoplosbaar metaalhydroxide (bijvoorbeeld ijzer(iii)hydroxide) met een zure oplossing 4. oplosbaar metaaloxide (bijvoorbeeld kaliumoxide) met water Sk 12 overzciht 4.png 5. onoplosbaar metaaloxide(bijvoorbeeld koper(ii) oxide) met een zure oplossing 6. oplosbaar carbonaat met water 7. onoplosbaar carbonaat (bijvoorbeeld calciumcarbonaat) met een zure oplossing 8. ammoniak met water Pagina 56

58 9. ammonia met een zure oplossing in de onderstaande video gebruikt Sieger Kooij H + (aq) in plaats van H 3 O + (aq). Reacties tussen zuren en basen. kn.nu/ww3ad76fa (youtu.be) Pagina 57

59 Reacties tussen zuren en basen (berekeningen) Een zuur-basereactie is een reactie waarbij protonoverdracht optreedt. Afhankelijk van de sterkte van de reagerende zuren en basen is de reactie aflopend of een evenwichtsreactie. Slecht oplosbare basische stoffen geven met water geen basische oplossingen, ze kunnen echter wel + zure oplossingen ontzuren (H -ionen binden). Berekeningen Maak een keuze uit het linkermenu onder berekeningen. Evenwichtsconstante Aangezien zuur-basereacties in principe altijd omkeerbaar zijn en tot een evenwichtstoestand zullen leiden, wordt het verloop van een zuur-basereactie bepaald door de waarde van de evenwichtsconstante van dit evenwicht. De evenwichtsconstante van elke zuur-basereactie kunnen we berekenen uit de zuurconstanten van de twee zuur-baseparen die bij de reactie zijn betrokken. Als voorbeeld nemen we de reactie tussen het zuur HZ en de base B: De evenwichtsvoorwaarde luidt: + HZ treedt als zuur op in de reactie naar rechts, HB treedt als zuur op in de reactie naar links. Rekenvoorbeeld Bereken met behulp van BINAS tabel 49 de evenwichtsconstante van de reactie tussen oplossingen van azijnzuur en ammoniak. Azijnzuur is een zwak zuur en ammoniak een zwakke base; de reactie zal dus niet volledig verlopen: Evenwichtsvoorwaarde: De grote waarde van K geeft aan dat het evenwicht sterk naar rechts ligt. Omzettingspercentage Uit de berekende waarde van K voor een evenwichtsreactie tussen een zuur en een base kunnen we Pagina 58

60 berekenen hoeveel procent van de toegevoegde stoffen in de evenwichtstoestand is omgezet. Rekenvoorbeeld We gaan uit van de reactie tussen azijnzuur en ammonia in een oplossing die gelijke hoeveelheden (c -1 = 0,10 mol L ) van elke stof bevat. 4 De evenwichtsconstante K van deze reactie bedraagt 3,2.10 (zie voor de berekening onder de knop 'Evenwichtsconstante'). We maken een tabel: concentratie -1 [CH3COOH] mol L -1 [NH 3] mol L - -1 [CH3COO ] mol L [NH 4 + ] mol L begin 0,10 0, verandering Δc - x - x + x + x evenwicht 0,10 - x 0,10 - x x x Invullen in de evenwichtsvoorwaarde: Het omzettingspercentage is: Minder dan 1% van de azijnzuurmoleculen en de ammoniakmoleculen zijn nog ongewijzigd in de oplossing aanwezig. Pagina 59

61 Buffers Een buffer is een oplossing waarvan de ph slechts weinig verandert bij toevoeging van een kleine hoeveelheid sterk zuur of sterke base en vrijwel niet verandert bij verdunning. In het algemeen bestaat een bufferoplossing uit een mengsel van een zwak zuur (HZ) en zijn geconjugeerde base (Z ). Uit de evenwichtsvoorwaarde kunnen we een uitdrukking afleiden voor de ph van de buffer (bufferformule). Het is van belang dat de samenstelling van de bufferoplossing zodanig is dat verstoringen een minimaal effect hebben, zodat de ph vrijwel constant blijft. Animatie (Voor de link is Flash Player nodig) Bufferoplossing Een buffer is een oplossing waarvan de ph: heel weinig verandert bij toevoeging van een kleine hoeveelheid sterk zuur of sterke base, vrijwel niet verandert bij verdunning. In het algemeen bestaat een bufferoplossing uit een mengsel van een zwak zuur (HZ) en zijn geconjugeerde zwakke base (Z - ). De ph-waarde van een goede bufferoplossing ligt in de buurt van de pk z -waarde van het zwakke zuur. De buffercapaciteit van een bufferoplossing is de maximale hoeveelheid sterk zuur of sterke base die je aan de oplossing kunt toevoegen, zonder een van te voren bepaalde ph-grens te overschrijden. Buffers spelen een belangrijke rol in biochemische reacties. Het is van levensbelang dat de ph van lichaamsvloeistoffen van levende organismen constant wordt gehouden. In bloed (ph = 7,4) treffen we dan ook verschillende buffersystemen aan waaronder het H 2 PO - 4 /HPO 2-4 -systeem en het H 2 CO 3 /HCO - 3 -systeem. Pagina 60

62 Ook in de laboratoriumchemie maken we dikwijls gebruik van buffers. Bijvoorbeeld om een reactie bij een bepaalde ph te laten verlopen of bij het ijken van een ph-meter. Welk buffersysteem we daarvoor kiezen, hangt voornamelijk af van de gewenste ph-waarde (zie onder 'Samenstelling buffer'). Werking bufferoplossing De werking van een buffer berust op een geconjugeerd zuur-basepaar, waarvan zowel het zuur als de base in redelijk grote hoeveelheden aanwezig zijn. Een bekend voorbeeld van een 'zure buffer' is een oplossing van azijnzuur (HAc) en natriumacetaat (NaAc) in water: de azijnzuur/acetaatbuffer. Doordat HAc(aq) vrijwel aflopend reageert met toegevoegde sterke base en Ac - (aq) eveneens vrijwel aflopend reageert met toegevoegd sterk zuur, is het mengsel uitstekend in staat om kleine veranderingen in de [H 3 O + ] en de [OH - ] en dus ook in de ph op te vangen. Dit kunnen we verklaren met de evenwichtsvoorwaarde (zie onder 'Bufferformule'). Bufferformule Dat de ph van een buffer bij toevoeging van een kleine hoeveelheid sterk zuur of sterke base of bij verdunning slechts in geringe mate verandert, verklaren we met de evenwichtsvoorwaarde. We laten dit zien aan de hand van de azijnzuur/acetaatbuffer. In een oplossing van azijnzuur stelt zich het volgende evenwicht in: Azijnzuur (HAc = CH3COOH) is een zwak zuur: het evenwicht ligt sterk naar links. Natriumacetaat (NaAc = CH3COONa) is een zout dat in oplossing volledig dissocieert: - Door toevoegen van Ac zal het evenwicht nog meer naar links verschuiven. Na opnieuw instellen van het evenwicht zullen slechts zeer weinig HAc-moleculen zijn gesplitst, met andere woorden: het aantal aanwezige HAc-moleculen zal vrijwel gelijk zijn aan het aantal toegevoegde HAcmoleculen. - Dit houdt tevens in dat alle in het mengsel aanwezige Ac -ionen vrijwel alleen afkomstig zijn van het toegevoegde NaAc. Uit de evenwichtsvoorwaarde kunnen we een uitdrukking afleiden voor de ph van de bufferoplossing: - We noemen dit de bufferformule; deze geldt voor elk buffersysteem van het type HZ/Z. - De ph van de bufferoplossing is dus uitsluitend afhankelijk van de verhouding [HAc]/[Ac ], of wat op - hetzelfde neerkomt van de molverhouding HAc/Ac. Pagina 61

63 Met deze formule kunnen we snel de ph van een bufferoplossing uitrekenen omdat deze verhouding bekend is. Deze ph kunnen we ook gewoon met de K z berekenen, zonder gebruik te maken van de bufferformule (zie tabblad Berekeningen onder 'ph buffer'). - Bij verdunning is de ph van de bufferoplossing constant. [HAc] en [Ac ] veranderen in gelijke mate: de - verhouding [HAc]/[Ac ] is constant. - Een kleine verandering in [HAc] en [Ac ] door toevoeging van een kleine hoeveelheid sterk zuur of - sterke base heeft een gering effect op de waarde van de verhouding [HAc]/[Ac ]. Het effect op de ph is nog veel geringer (zie tabblad Berekeningen onder 'Verandering ph buffer'). Effect van kleine hoeveelheden toegevoegd zuur of base op de samenstellimg van een bufferoplossing Bron: McMurry & Fay, Chemistry De buffers worden behandeld. kn.nu/wwd4d6d57 (youtu.be) Samenstelling buffer We nemen weer als voorbeeld de azijnzuur/acetaatbuffer. Het is van belang dat het buffermengsel zodanig wordt samengesteld dat verstoringen een minimaal effect hebben op de verhouding [HAc]/[Ac - ], zodat de ph vrijwel constant blijft. De buffer werkt het beste als: [HAc] en [Ac - ] voldoende groot zijn: [HAc] en [Ac - ] 0,01 mol.l -1. De concentraties veranderen dan maar weinig door toevoeging van een kleine hoeveelheid sterk zuur of sterke base. In de figuur hieronder heeft de rode lijn betrekking op 100 ml HAc/Ac - -buffer met concentraties Pagina 62

64 0,1 M. De blauwe lijn hoort bij dezelfde buffer met concentraties van 1,0 M. Effect van concentratie van de buffercomponenten Bron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry - [HAc] en [Ac ] niet te veel verschillen: - De bufferwerking is optimaal als [HAc]/[Ac ] = 1. De ph-veranderingen door toevoeging van een kleine hoeveelheid sterk zuur of sterke base zijn dan minimaal. Bovendien buffert de oplossing in beide gevallen even goed. Naarmate de verhouding sterker afwijkt van 1, neemt de ph-verandering door toevoeging van dezelfde hoeveelheid sterk zuur of sterke base toe (zie tabblad Berekeningen onder 'Optimale samenstelling'). Keuze buffersysteem Welk buffersysteem we kiezen voor het laten verlopen van een reactie bij een bepaalde ph of voor het ijken van een ph-meter, hangt voornamelijk af van de gewenste ph-waarde. Voor een buffersysteem - van het type HZ/Z geldt immers de bufferformule: De buffer zal het beste kleine veranderingen in de [H3 O + ] en [OH - ] kunnen opvangen als [HZ]/[Z - ] = 1, dus als ph = pk z: de zogenoemde bufferende werking is bij deze ph het grootst. We moeten dus een buffer kiezen met een pkz-waarde zo dicht mogelijk bij de gewenste ph-waarde. Door af te wijken van deze 1 : 1 verhouding kunnen we als het ware een buffer maken 'op bestelling'. Pagina 63

65 De azijnzuur/acetaat- bufferoplossing zal steeds ruwweg een ph-waarde hebben liggend tussen 4 en 6, - afhankelijk van de verhouding HAc/Ac. Het is een voorbeeld van een 'zure buffer'. We kunnen een 'basische buffer' verkrijgen door bijvoorbeeld een oplossing te maken van gelijke hoeveelheden ammoniumchloride en ammoniak. De ph daarvan zal 9,25 bedragen. De waarde is te variëren door de verhouding NH 4 + /NH 3 te variëren, maar zal toch meestal ruwweg tussen 9 en 10 liggen. Pagina 64

66 Buffers (berekeningen) Een buffer is een oplossing waarvan de ph slechts weinig verandert bij toevoeging van een kleine hoeveelheid sterk zuur of sterke base en vrijwel niet verandert bij verdunning. In het algemeen bestaat een bufferoplossing uit een mengsel van een zwak zuur (HZ) en zijn geconjugeerde base (Z ). Uit de evenwichtsvoorwaarde kunnen we een uitdrukking afleiden voor de ph van de buffer (bufferformule). Het is van belang dat de samenstelling van de bufferoplossing zodanig is dat verstoringen een minimaal effect hebben, zodat de ph vrijwel constant blijft. Berekeningen Maak een keuze uit het linkermenu onder berekeningen. ph buffer Met de bufferformule kunnen we snel de ph van een bufferoplossing berekenen. Deze ph kunnen we ook met de K z berekenen, zonder gebruik te maken van de bufferformule. Rekenvoorbeeld Bereken de ph van een oplossing van 0,10 mol HAc en 0,10 mol NaAc in V liter water. Berekening met de bufferformule In de berekening zie je duidelijk dat alleen de molverhouding HAc : Ac van belang is voor het antwoord. Berekening met de K z Pagina 65

67 Uitleg over de ph-berekening van een bufferoplossing kn.nu/ww12e8207 (youtu.be) Hoe maak je een bufferoplossing van een bepaalde ph? kn.nu/wwa766d9e (youtu.be) Verandering ph buffer Met een berekening kunnen we aantonen hoe de ph van een bufferoplossing verandert door toevoeging van een 'niet te grote' hoeveelheid sterk zuur of sterke base. Dit laten we zien in rekenvoorbeeld 1 aan de hand van de azijnzuur/acetaatbuffer uit het rekenvoorbeeld onder de knop 'ph buffer'. In rekenvoorbeeld 2 laten we zien dat de ph-verandering van een bufferoplossing afhangt van de concentratie van de samenstellende componenten. Rekenvoorbeeld 1 De azijnzuur/acetaatbuffer heeft ph = 4,74. We voegen 10 ml 1,0 M zoutzuur aan een liter van deze buffer toe. In 10 ml 1,0 M zoutzuur bevindt zich 0,010 mol H3 O +, dat aflopend reageert met Ac onder vorming van HAc en H2O. Het dissociatie-evenwicht verschuift naar links: er verdwijnt 0,010 mol Ac en er komt 0,010 mol HAc bij. De nieuwe ph wordt dan: De ph verandert dus heel weinig. Als we dezelfde hoeveelheid zoutzuur toevoegen aan 1,0 L oplossing van een sterk zuur met ph = 4,74, [H3 O + ] = 1,7 10 5, dan wordt de ph: [H3 O ] = 1, ,010 = 0, = 0,010 mol L ph =2,00 en ΔpH = 2,74. Door toevoeging van 0,010 mol NaOH stijgt de ph van de bufferoplossing met 0,09 tot ph = 4,83. Als we dezelfde hoeveelheid NaOH toevoegen aan de oplossing van een sterk zuur met ph = 4,74, wordt de ph = 12,00 en ΔpH = 7,26. Rekenvoorbeeld 2 Pagina 66

68 Het effect van de concentratie van de samenstellende componenten van een bufferoplossing op de ph-verandering laten we zien aan de hand van onderstaande figuur: Effect van concentratie van de buffercomponenten Bron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry - In de figuur heeft de rode lijn betrekking op 100 ml HAc/Ac -buffer met concentraties 0,1 M. De blauwe lijn hoort bij dezelfde buffer met concentraties van 1,0 M. We gaan de ph-verandering berekenen bij toevoegen van 40 ml 0,10 M NaOH. - Bij de buffer met concentraties van 0,10 M hebben we in het begin 10 mmol HAc en 10 mmol Ac. - - Er wordt 4 mmol OH toegevoegd, zodat er uiteindelijk 6 mmol HAc en 14 mmol Ac overblijven. De ph wordt dan: 4,74 - log 6/14 = 5,11 - Bij de buffer met concentraties van 1,0 M hebben we in het begin 100 mmol HAc en 100 mmol Ac. - - Na toevoegen van 4 mmol OH blijft er over: 96 mmol HAc en 104 mmol Ac. De ph wordt dan: 4,74 - log 96/104 = 4,77 Optimale samenstelling buffer - De bufferwerking is optimaal als [HZ]/[Z ] = 1. De ph-veranderingen door toevoeging van een kleine hoeveelheid sterk zuur of sterke base zijn dan minimaal. Bovendien buffert de oplossing in beide gevallen even goed. Naarmate de verhouding sterker afwijkt van 1, neemt de ph-verandering door toevoeging van dezelfde hoeveelheid sterk zuur of sterke base toe. Pagina 67

69 Rekenvoorbeeld Buffer 1 bevat 1,0 mol HAc en 1,0 mol Ac. Buffer 2 bevat 1,5 mol HAc en 0,50 mol Ac. Aan beide buffers voegen we 0,10 mol zoutzuur toe. We berekenen de ph-verandering in beide gevallen. Hetzelfde doen we voor het toevoegen van 0,10 mol natronloog. Buffer 1 Toevoegen van 0.10 mol zoutzuur: Toevoegen van 0,10 mol natronloog: Buffer 2 Toevoegen van 0,10 mol zoutzuur: Toevoegen van 0,10 mol natronloog: Conclusie De ph-veranderingen in buffer 2 zijn dus groter dan in buffer 1. Bovendien zien we dat de verandering in buffer 2 voor zuur groter is dan voor base. Dat komt omdat de buffer meer zuur dan base bevat en dus een toegevoegde base beter kan 'opvangen'. Pagina 68

70 Toets naamgeving zuren, basen en zouten Naamgeving zuren, basen en zouten maken.wikiwijs.nl/p/questionnaire/standalone/ De naam van NH 3 (aq) is... Zoutzuur is een oplossing van... De formule voor bariumcarbonaat is: a. BaCO 3 b. BaSO 4 c. BaSO 3 d. Ba(NO 3 ) 2 De naam van NaOH is... De naam van Fe 2 (SO 4 ) 3 is... Geef de naam van de zuurrest van het zuur H 2 S. Geef de naam van het zuur dat behoort bij de zuurrest PO De naam van CH 3 COONa is... De naam van H 2 SO 4 is... De naam van MgO is... Pagina 69

71 De naam van PbI 2 is... De naam van HNO 3 is... Geef de naam van de zuurrest van H 2 C 2 O 4. Geef de naam van het zuur dat behoort bij de zuurrest CO De naam van BaCO 3 is... De naam van FeCl 2 is... De naam van HCl is... Pagina 70

72 Toets zuren en basen niveau havo Zuren en basen niveau havo maken.wikiwijs.nl/p/questionnaire/standalone/ Bij deze meerkeuzetoets is het gebruik van Binas-informatieboek noodzakelijk. Als je de toets hebt afgerond, kun je op de knop 'Bewijs van deelname/overzicht' drukken. Je krijgt eerst een overzicht van het aantal goede en foute vragen te zien. Als je verder scrolt, kom je bij een samenvatting. Hier staan de vragen, het antwoord dat jij hebt gegeven en het juiste antwoord op de vraag. Daarnaast krijg je nog een stukje achtergrond informatie bij de foute antwoorden en vaak ook bij de goede antwoorden. Aanbevolen werktijd : circa 50 minuten. Veel succes! Welke deeltjes komen, naast vrije waterdeeltjes, voor in een oplossing van CO 2 in water? a. CO 2 3 (aq) en H + (aq) b. H 2 CO 3 (aq), HCO 3 (aq), CO 2 3 (aq) en H + (aq) c. HCO 3 (aq) en H + (aq) d. alleen H 2 CO 3 (aq) Gegeven: Zuiver water geeft met lakmoes een paarse kleur. Een stof geeft na toevoegen en oplossen in water met lakmoes een blauwe kleur. Welke stof kan dan toegevoegd zijn aan het water met lakmoes? a. koolstofdioxide b. natriumfosfaat c. ammoniumchloride d. natriumnitraat In tabel 49 staan zuren en de bijbehorende basen gerangschikt in een bepaalde volgorde van zuursterkte en basesterkte. Hierin staan ook de zuren HCN en HCOOH. Geef aan welke uitspraak over de relatieve zuursterkte en basesterkte correct is? Pagina 71

73 a. HCOOH is het zwakkere zuur en HCOO is de zwakkere base b. HCN is het zwakkere zuur en CN is de zwakkere base c. HCOOH is het zwakkere zuur en CN is de zwakkere base d. HCN is het zwakkere zuur en HCOO is de zwakkere base 0,0050 mol zwavelzuur wordt opgelost in water tot 250 ml oplossing Hoe groot is de waarde van [H + (aq)] in deze oplossing, uitgedrukt in mol.l 1? Ga door berekening na hoe groot dan de ph-waarde van de oplossing is. a. [H + (aq)]= 0,020 en ph = - 1,7 b. [H + (aq)]= 0,020 en ph = 1,7 c. [H + (aq)]= 0,040 en ph = - 1,4 d. [H + (aq)] = 0,040 en ph = 1,4 Welke twee stoffen kunnen na oplossen in water een oplossing vormen met de werking van een buffer? a. Na 2 CO 3 en NaOH b. HCl en NaCl c. Na 2 CO 3 en NaHCO 3 d. HCl en NaOH Gegeven: rabarber bevat de zure stof oxaalzuur. Oxaalzuur is een tweewaardig zuur met de molecuulformule H 2 C 2 O 4. Door koken van gesneden stukken rabarber met water kan men dit zuur aan rabarber onttrekken en ontstaat rabarberextract. Willy bepaalt het gehalte oxaalzuur van rabarberextract door een zuur-basereactie met natronloog. Voor de volledige ontzuring van 25,0 ml extract heeft zij 6,00 ml natronloog nodig. De molariteit van de gebruikte natronloog is 0,0120 mol.l 1. Op basis van deze waarden voert Willy onder andere de volgende twee berekeningen uit: - uit de hoeveelheid natronloog leidt zij af hoeveel millimol oxaalzuur aanwezig is in 25,0 ml van het extract - daarna rekent zij uit hoe groot de molariteit van oxaalzuur is in het rabarberextract, uitgedrukt in mol.l 1. Hoe groot is het aantal millimol oxaalzuur en hoe groot is de molariteit? a. 0,072 mmol oxaalzuur en de molariteit is 0,0500 mol.l 1. b. 0,036 mmol oxaalzuur en de molariteit is 0,00144 mol.l 1. c. 0,036 mmol oxaalzuur en de molariteit is 0,00090 mol.l 1. d. 0,072 mmol oxaalzuur en de molariteit is 0,00180 mol.l 1. Pagina 72

74 Wat zijn de molecuulformules van zwavelzuur en van salpeterzuur? a. H 2 SO 4 en HNO 3 b. H 2 S en HNO 3 c. H 2 S en NH 3 d. H 2 SO 4 en NH 3 Gegeven: - mest van de intensieve veehouderij bevat, naast veel andere stoffen, nogal veel ammoniak. In de verzuringsproblematiek van water speelt ammoniak op twee manieren een rol: - ammoniak uit mest kan verdampen en daarna, net als veel andere verontreinigingen in de lucht, oplossen in water in de regenwolken. Als regenwater komt dit op de bodem. - ammoniak uit mest, evenals ammoniumionen in regenwater, wordt door microorganis men in de bodem omgezet. Na uitspoelen met regenwater komen ook deze stoffen terecht in het grondwater. Wat is het effect van ammoniak uit mest op de mate van verzuring van regenwater en van grondwater? a. regenwater en grondwater worden allebei meer verzuurd b. regenwater wordt meer verzuurd en grondwater wordt minder verzuurd c. regenwater en grondwater worden allebei minder verzuurd d. regenwater wordt minder verzuurd en grondwater wordt meer verzuurd Men voegt 500 ml water toe aan 500 ml zoutzuur met een ph-waarde van 2,0. Ga na of hierdoor de ph-waarde van het zoutzuur hoger of lager wordt. Bereken hierna de nieuwe ph-waarde van het zoutzuur. a. de ph-waarde wordt hoger; de nieuwe ph is 2,3 b. de ph-waarde wordt lager; de nieuwe ph is 1,7 c. de ph-waarde wordt lager; de nieuwe ph is 1,0 d. de ph-waarde wordt hoger; de nieuwe ph is 3,0 Welke stof geeft met water een basische oplossing? a. SO 2 b. C 2 H 5 OH c. FeO d. CaO Mieke wil de zuurgraad van een oplossing onderzoeken met twee verschillende zuur-base-indicatoren en neemt hierbij het volgende waar: I II de oplossing kleurt oranje met methylrood. de oplossing kleurt blauw met broomkresolgroen. Wat is de beste schatting voor de grenswaarden van de ph in deze oplossing? Pagina 73

75 a. tussen 3,8 en 6,0 b. tussen 5,4 en 6,0 c. tussen 4,8 en 6,0 d. tussen 4,8 en 5,4 Een zuur noemt men een zwak zuur als het: a. slecht oplost in water b. reageert met een sterke base, maar ook met een zwakke base c. meer dan één waterstofion kan afsplitsen per molecuul d. in water niet volledig splitst in ionen Leo heeft 0,10 liter van een oplossing van een sterk zuur met ph = 1,00 Hoe groot is het aantal mol H + (aq) in deze oplossing? a. 0,010 b. 0,0010 c. 0,10 d. 1,0 Gegeven: Kalkwater kan gemaakt worden door oplossen van de stof Ca(OH) 2 (s) in water. In het scheikundekabinet staat een voorraadfles met daarin 4,0 liter kalkwater met een ph van 11,3. Hoe groot is het aantal mol calciumhydroxide dat is opgelost in deze voorraadoplossing kalkwater? a b c d Hoe kun je het oplossen van K 2 O(s) in water het beste aangeven? a. oplossen K 2 O(s) > K 2 O(aq) b. K 2 O(s) + H 2 O(l) > K + (aq) + 2OH (aq) c. K 2 O(s) + H 2 O(l) > 2KOH(aq) d. oplossen K 2 O(s) > 2K + (aq) + O 2 (aq) Vergelijk het geleidend vermogen voor stroom van een oplossing van fosforzuur in water met een oplossing van waterstofbromide in water, waarbij de molariteit van beide oplossing en hetzelfde is, bijvoorbeeld 0,10 molair. Pagina 74

76 a. de geleiding van de waterstofbromide-oplossing is groter omdat de moleculen van waterstofbromide zich sneller kunnen verplaatsen b. de geleiding is (vrijwel) gelijk omdat de molariteit van beide oplossingen gelijk is. c. de geleiding van de fosforzuuroplossing is groter omdat fosforzuur een driewaardig zuur is en waterstofbromide maar een eenwaardig zuur d. de geleiding van de waterstofbromide-oplossing is groter omdat waterstofbromide een sterk zuur is en fosforzuur maar een zwak zuur Gegeven: Kalkwater kan gemaakt worden door calciumhydroxide (= gebluste kalk) of calciumoxide (= ongebluste kalk) te vermengen met water. In beide gevallen ontstaat dezelf de oplossing en de overmaat kalk die niet oplost slaat neer als een bezinksel. Helder kalkwater wordt gebruikt als reagens op koolstofdioxide en wordt bij aanwezigheid ervan wit troebel. Welke reactievergelijking geeft een goede verklaring voor de werking van dit reagens? a. Ca 2+ (aq) + O 2 (aq) + CO 2 (g) CaCO 3 (s) b. Ca 2+ (aq) + 2OH (aq) + CO 2 (g) CaCO 3 (s) + H 2 O(l) c. Ca(OH) 2 (aq) + CO 2 (g) CaCO 3 (s) + H 2 O(l) d. CaO(aq) + CO 2 (g) CaCO 3 (s) Leontien wil onderzoeken of een vaste stof natriumcarbonaat is of natriumsulfaat. Zij lost eerst een beetje van de stof op in water en voert met de verkregen oplossing twee onderzoekjes uit: I II zij voegt de zuur-base-indicator broomthymolblauw toe zij voegt zoutzuur toe Uit welk onderzoek kan Leontien afleiden wat de vaste stof is? a. alleen uit onderzoek I b. uit beide onderzoeken c. alleen uit onderzoek II d. uit geen van beide onderzoeken Gegeven: in leidingwater is vaak een beetje kalk opgelost. Er is dan sprake van zogenaamd hard water, waarin de vaste stof Ca(HCO 3 ) 2 (s) is opgelost. Bij het wassen van gesneden rabarber, waarin opgelost oxaalzuur aanwezig is, met hard leidingwater ontstaat dan een witte troebeling en kan men ook wel kleine gasbelletjes waar nemen. Met welke (kloppende) reactievergelijking kunnen deze verschijnselen het beste verklaard worden? Pagina 75

77 a. Ca 2+ (aq) + 2HCO 3 (aq) + H 2 C 2 O 4 (aq) CaC 2 O 4 (s) + 2H 2 O(l) + 2CO 2 (g) b. Ca 2+ (aq) + 2HCO 3 (aq) + H 2 C 2 O 4 (aq) Ca(s) + 2H 2 O(l) + 4CO 2 (g) c. Ca 2+ (aq) + 2HCO 3 (aq) + H 2 C 2 O 4 (aq) CaCO 3 (s) + H 2 O(l) + CO 2 (g) + H 2 C 2 O 4 (aq) d. Ca 2+ (aq) + 2HCO 3 (aq) + H 2 C 2 O 4 (aq) CaC 2 O 4 (s) + 2 H 2 CO 3 (g) Gegeven: Het smeltpunt van azijnzuur is 290 K Wat is bij een temperatuur van 25 C de juiste notatie voor zuiver azijnzuur en voor verdund azijnzuur (= een oplossing van azijnzuur in water)? a. zuiver azijzuur :CH 3 COOH(l) verdund azijnzuur: CH 3 COOH(aq) b. zuiver azijzuur :CH 3 COOH(l) verdund azijnzuur: CH 3 COO - (aq) + H + (aq) c. zuiver azijzuur :CH 3 COOH(s) verdund azijnzuur: CH 3 COOH(aq) d. zuiver azijzuur :CH 3 COOH(s) verdund azijnzuur: CH 3 COO - (aq) + H + (aq) 0,10 molair azijnzuur heeft een ph-waarde van 2,70. Uit deze gegevens kan berekend worden hoeveel procent van de azijnzuurmoleculen is gesplitst in ionen. Welke rekenwijze laat zien hoe je dit percentage kunt afleiden? a. 0,10 x 2,70 x 100% = 27% b. (0,10 : 2,70) x 100% = 3,7% c. (2, : 0,10) x 100% = 2,0% d. 2, x 100% = 0,20% Gegeven: maagzuur kan opgevat worden als verdund zoutzuur, waarin ook nog enkele andere stoffen voorkomen die nodig zijn bij de spijsvertering. Opkomend maagzuur kan men bestrijden met tabletten waarin magnesiumcarbonaat voorkomt als werkzaam bestanddeel. Welke van onderstaande (kloppende) vergelijkingen geeft de reactie aan die plaats vindt bij het gebruik van magnesiumcarbonaattabletten als het maagzuur in overmaat aanwezig is? a. MgCO 3 (s) + 2H + (aq) Mg 2+ (aq) + H 2 O(l) + CO 2 (g) b. MgCO 3 (s) + 2HCl(aq) Mg 2+ (aq) + 2Cl (aq) + H 2 O(l) + CO 2 (g) c. MgCO 3 (s) + H + (aq) Mg 2+ (aq) + HCO 3 (aq) + H 2 O(l) d. MgCO 3 (s) + HCl(aq) Mg 2+ (aq) + Cl (aq) + HCO 3 (aq) Pagina 76

78 Toets zuren en basen niveau vwo Zuren en basen niveau vwo maken.wikiwijs.nl/p/questionnaire/standalone/ Bij de beantwoording van de vragen in deze toets heb je het BINAS-tabelleboek nodig. Als je de toets hebt afgerond, kun je op de knop 'Bewijs van deelname/overzicht' drukken. Je krijgt eerst een overzicht van het aantal goede en foute vragen te zien. Als je verder scrolt, kom je bij een samenvatting. Hier staan de vragen, het antwoord dat jij hebt gegeven en het juiste antwoord op de vraag. Daarnaast krijg je nog een stukje achtergrond informatie bij de foute antwoorden en vaak ook bij de goede antwoorden. Benodigde tijd: ca. 45 minuten Veel succes! Welke van onderstaande stoffen geeft, na oplossen in water, een oplossing die merkbaar basisch is, bijvoorbeeld duidelijk aantoonbaar met een zuur-baseindicator? a. Na 2 SO 4 b. C 2 H 5 ONa c. SO 3 d. C 2 H 5 OH In het scheikundekabinet staat een voorraadfles met daarin 4,0 liter kalkwater met een ph van 11,3. Hoe groot is het aantal mol calciumhydroxide dat is opgelost in deze voorraadoplossing kalkwater? a b c d Gegeven: Ω en Ψ zijn zelf gekozen symbolen in plaats van de echte elementsymbolen. Tussen bepaalde stoffen en deeltjes, die mede aangegeven kunnen worden met deze symbolen, verloopt de volgende reactie: H 2 Ω (aq) + HΨ (aq) HΩ (aq) + H 2 Ψ(aq) Welk deeltje is in deze reactie het sterkste zuur? Pagina 77

79 a. HΨ (aq) b. H 2 Ω (aq) c. H 2 Ψ(aq) d. HΩ (aq) Leo heeft 0,10 liter van een oplossing van een sterk zuur met ph = 1,00 Hoe groot is [H + ], uitgedrukt in mol.l 1, in deze oplossing? a. 1,0 b. 0,10 c. 0,0010 d. 0,010 Gegeven: mest van de intensieve veehouderij bevat, naast veel andere stoffen, nogal veel ammoniak. ammoniak uit mest kan verdampen en daarna, net als veel andere verontreinigingen in de lucht, oplossen in water in de regenwolken. Als regenwater komt dit op de bodem. ammoniak uit mest, evenals ammoniumionen in regenwater, wordt door microorganismen in de bodem omgezet. Na uitspoelen met regenwater komen ook deze stoffen terecht in het grondwater. Wat is het effect van ammoniak uit mest op de mate van verzuring van regenwater en van grondwater? a. regenwater wordt meer verzuurd en grondwater wordt minder verzuurd b. regenwater en grondwater worden allebei minder verzuurd. c. regenwater wordt minder verzuurd en grondwater wordt meer verzuurd d. regenwater en grondwater worden allebei meer verzuurd Welke van onderstaande (kloppende) vergelijkingen geeft de reactie aan die plaats vindt bij het oplossen van calciumcarbonaat in een overmaat verdund azijnzuur? a. CaCO 3 (s) + 2CH 3 COOH(aq) Ca 2+ (aq) + 2CH 3 COO (aq) + H 2 O(l) + CO 2 (g) b. CaCO 3 (s) + H + (aq) + CH 3 COO (aq) Ca 2+ (aq) + CH 3 COO (aq) + HCO 3 (aq) c. CaCO 3 (s) + 2H + (aq) + 2CH 3 COO (aq) Ca 2+ (aq) + 2CH 3 COO (aq) + CO 2 (g) d. CaCO 3 (s) + CH 3 COOH(aq) Ca 2+ (aq) + CH 3 COO (aq) + HCO 3 (aq) Pagina 78

80 Gegeven: HZ is de vereenvoudigde notatie van een niet nader omschreven éénwaardig zwak zuur. Wim lost 3,0 mmol van het zuur HZ op in water tot 100 ml oplossing en meet in deze oplossing een ph-waarde van 2,00. Op basis van deze gegevens voert Wim twee berekeningen uit: - eerst rekent hij uit hoe groot [HZ (aq) ] in deze oplossing is, uitgedrukt in mol.l 1. - daarna rekent hij met de evenwichtsvoorwaarde de waarde uit van de zuurconstante K z van het zwakke zuur HZ Hoe groot is [HZ(aq)] en wat is de waarde van K z? a. [HZ ( aq)] = 0,010 en K z = 3, b. [HZ(aq)] = 0,020 en K z = 2, c. [HZ(aq)] = 0,020 en K z = 5, d. [HZ(aq)] = 0,030 en K z = 3, Gegeven: HA is de vereenvoudigde notatie van een niet nader omschreven éénwaardig zwak zuur. Van een 0,02 molair oplossing van HA in water is 5 % gesplitst in ionen. Hoe groot is dan de ph-waarde van deze oplossing en welke waarde geldt dan voor de zuurconstante K z van het zuur HA? a. ph = 1,7 en K z = b. ph = 3,0 en K z = c. ph = 1,7 en K z = d. ph = 3,0 en K z = Beoordeel de volgende beweringen: I een zuur dat in water gedeeltelijk in ionen splitst is een zwak zuur II een zuur dat goed oplost in water is een sterk zuur Welke van deze twee beweringen is juist? a. geen van beide beweringen is juist. b. alleen bewering II is juist c. alleen bewering I is juist. d. beide beweringen zijn juist. Pagina 79

81 Gegeven: een oplossing van de stof NaHS in water is basisch. Welk deeltje veroorzaakt deze basische oplossing? a. Na + (aq) b. S 2- (aq) c. HS - (aq) d. H + (aq) Gegeven: B is de vereenvoudigde weergave van het zuurrestion van het zwakke zuur HB. Onder de omstandigheden van deze proef geldt voor het waterevenwicht een waterconstan te met de waarde K w = 1, Een 0,0010 molair oplossing van het zout NaB in water heeft een ph-waarde van 8,70. Hieruit kunnen de waarden van [OH (aq) ] en van de baseconstante K b worden berekend. Hoe groot is dan de waarde van [OH (aq)] in deze oplossing, uitgedrukt in mol.l 1? Hoe groot is dan de waarde van de baseconstante K b van de zwakke base B? a. [OH (aq)] = 5, en K b = 5, b. [OH (aq)] = 2, en K b = 4, c. [OH (aq)] = 5, en K b = 2, d. [OH (aq)] = 2, en K b = 2, Men voegt 50 ml water toe aan 50 ml zoutzuur met een ph-waarde van 2,0. Wat wordt hierdoor de ph-waarde van deze verdunde oplossing? a. 1,0 b. 3,0 c. 1,7 d. 2,3 Pagina 80

82 Gegeven: citroenzuur, C 6 H 8 O 7, is een driewaardig zuur en C 6 H 5 O 7 3 is het zuurrestion van citroenzuur dat ook wel bekend staat onder de naam citraation. Als men opgelost citroenzuur toevoegt aan een oplossing van het zout natriumcitraat dan kan de volgende zuur-base-reactie optreden: citroenzuur(aq) + citraation(aq) diwaterstofcitraation(aq) + monowaterstofcitraation(aq) Deze zuur base-reactie kan ook als volgt aangegeven worden in formules: C 6 H 8 O 7 (aq) + C 6 H 5 O 7 3 (aq) C 6 H 7 O 7 (aq) + C 6 H 6 O 7 2 (aq) Welke uitspraak over zuur-base-koppels is van toepassing op bovenstaande reactievergelij king? a. diwaterstofcitraat is hierin het geconjugeerde zuur van het citraation b. diwaterstofcitraat is hierin de geconjugeerde base van het monowaterstofcitraation c. monowaterstofcitraat is hierin het geconjugeerde zuur van het citraation d. citroenzuur is hierin het geconjugeerde zuur van het citraation Carolien wil de zuurgraad van een oplossing onderzoeken met twee verschillende zuur-base-indicatoren en neemt hierbij het volgende waar: I II de oplossing kleurt groen met broomthymolblauw. de oplossing kleurt oranje met fenolrood. Wat is de beste schatting voor de grenswaarden van de ph in deze oplossing? a. tussen 6,6 en 7,6 b. tussen 6,0 en 8,0 c. tussen 7,6 en 8,0 d. tussen 6,0 en 6,6 Beoordeel de volgende twee uitspraken: I een oplossing van NaHSO 4 in water is zuur II een oplossing van NaHCO 3 in water is basisch Welke van deze twee beweringen is juist? a. geen van beide beweringen is juist. b. beide beweringen zijn juist. c. alleen bewering I is juist. d. alleen bewering II is juist. Pagina 81

83 Van de ionen O 2 en CH 3 O zijn de volgende reacties met water bekend: O 2 + H 2 O OH + OH CH 3 O + H 2 O CH 3 OH + OH Welk van de deeltjes O 2 en CH 3 O reageert in deze reactie als base? a. alleen CH 3 O b. zowel O 2 als CH 3 O c. alleen O 2 d. geen van beide deeltjes. Welke stof geeft met water een zure oplossing? a. H 2 b. CH 4 c. SO 2 d. NH 3 Welk van onderstaande deeltjes komt het meeste voor in een 1 molair oplossing van fosfor zuur in water? a. HPO 4 2 (aq) b. H 2 PO 4 (aq) c. PO 4 3 (aq) d. H 3 PO 4 (aq) Aan 30 ml 0,10 molair zwavelzuur wordt 70 ml 0,10 molair natronloog toegevoegd en daarna homogeen gemengd. Hoeveel mmol OH is er dan in overmaat en wat zal dan de ph zijn van de ontstane oplossing? a. er is 4,0 mmol OH in overmaat en de ph = 11,6 b. er is 1,0 mmol OH in overmaat en de ph = 12,0 c. er is 1,0 mmol OH in overmaat en de ph = 11,0 d. er is 4,0 mmol OH in overmaat en de ph = 12,6 Pagina 82

84 Welk van de aangegeven deeltjes komt in de genoemde oplossing niet voor? HNO 3 (aq) (in verdund salpeterzuur) HNO 2 (aq) NH 3 (aq) CN (aq) (in een verdunde salpeterigzuuroplossing) (in verdunde ammonia) (in een verdunde waterstofcyanide-oplossing) a. CN (aq) (in een verdunde waterstofcyanide-oplossing) b. HNO 3 (aq) (in verdund salpeterzuur) c. HNO 2 (aq) (in een verdunde waterstofnitriet-oplossing = salpeterigzuur) d. NH 3 (aq) (in verdunde ammonia) Welk van de volgende zouten lost niet op in water, maar kan door reactie met zoutzuur wel oplossen? a. AgBr b. Ca 3 (PO 4 ) 2 c. AgNO 3 d. K 2 S Lia wil door middel van een eenvoudig onderzoek nagaan of een oplossing bestaat uit 1,0 molair natronloog of uit 0,001 molair natronloog. Welke van onderstaande zuur-base-indicatoren of welk reagens moet je dan aan de oplos sing toevoegen? a. alizariengeel-r-oplossing b. koper(ii)sulfaatoplossing. c. zoutzuur d. thymolblauwoplossing Pagina 83