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.
Samenvatting
Een zuur is een deeltje dat een H+-ion kan afstaan, een base kan een H+-ion opnemen. De concentratie H3O+(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-base-indicator 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
Zure, basische en neutrale oplossingen
De zuurgraad of pH van een zure oplossing wordt bepaald door de concentratie H3O+(aq)-ionen; de basegraad of pOH van een basische oplossing wordt bepaald door de concentratie OH–(aq)-ionen. Een neutrale oplossing bevat precies evenveel H3O+(aq)-ionen als OH–(aq)-ionen. Voor bijna alle oplossingen, ook voor basische, gebruiken we de pH-schaal. Met een zuur-base-indicator kunnen we zure, basische en neutrale oplossingen van elkaar onderscheiden.
pH-waarden van enkele bekende oplossingen Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Kenmerken
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.
Het samengesteld ion dat zo ontstaat is het oxoniumion, H3O+(aq), ook vaak hydroniumion genoemd.
Voorbeelden van zure oplossingen zijn: azijn, citroensap, maagzuur en zoutzuur.
Het oxoniumion H3O+, 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 H3O+- 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).
Zuurgraad of pH
De concentratie H3O+-ionen bepaalt de zuurgraad van een oplossing. Een oplossing is zuurder naarmate de H3O+-concentratie groter is. Een gangbare maat voor de zuurgraad van een oplossing is de pH. Dit is de negatieve logaritme van de concentratie H3O+-ionen:
pH = - log [H3O+(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 [H3O+] 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 [H3O+] in deze neutrale vloeistof een waarde heeft van 1,0 × 10-7 mol L-1
De aanwezigheid van H3O+-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: [H3O+] = [OH-] = 1,0.10-7mol L-1
Het waterevenwicht ligt dus extreem naar links. Dit wijst erop dat H3O+- 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:
K . [H2O]2 = nieuwe constante = Kw = [H3O+].[OH-]
De evenwichtsconstante Kw 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:
Kw =[H3O+].[OH-] = (1,0 ´ 10-7)2 = 1,0 ´ 10-14
In de volgende video wordt het waterevenwicht behandeld.
De pH van een neutrale oplossing hoeft niet altijd 7 te zijn!
Het waterevenwicht.
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 H3O+- en OH--concentraties altijd 1,0.10-14.
We onderscheiden zure, basische en neutrale oplossingen op grond van de relatieve H3O+- en OH--concentraties:
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-base-indicatoren' 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 H3O+- of OH--ionen in de orde van 10 mol L-1 is en de minimale in de orde van 10-15 mol L-1. 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 H3O+-ionen en die van OH--ionen, en dus ook tussen de zuurgraad en basegraad van oplossingen:
Bij 298 K geldt: pKw= - log 1,0.10-14= 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 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.
Zuur-base-indicatoren
Een zuur-base-indicator is een kleurstof die gevoelig is voor de pH van de oplossing. Een zuur-base-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').
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.
(a) De kleur van universeelindicator afhankelijk van de pH (b) De kleur van universeelindicator in azijn, sodadrink en ammonia Bron: McMurry & Fay, Chemistry
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, NH4+/NH3 en H2O/OH- Bron: Petrucci, General Chemistry
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 H2O-moleculen H3O+-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
HNO3
salpeterzuur
NO3-
nitraat
H2SO4
zwavelzuur
HSO4-
waterstofsulfaat
SO42-
sulfaat
zwakke zuren
H3PO4
fosforzuur
H2PO4-
diwaterstoffosfaat
HPO42-
monowaterstoffosfaat
PO43-
fosfaat
H2CO3 (CO2+ H2O)
koolzuur
HCO3-
waterstofcarbonaat
CO32-
carbonaat
H2SO3 (SO2+ H2O)
zwaveligzuur
HSO3-
waterstofsulfiet
SO32-
sulfiet
CH3COOH
azijnzuur
CH3COO-
acetaat
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.
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 H3O+(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: H3O+ staat een H+ af aan een H2O-molecuul, wat een nieuw H2O-molecuul en een nieuw H3O+-ion oplevert.
Het zuur H3O+ 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:
Een oplossing van azijnzuur bevat bijna alleen niet gesplitste azijnzuurmoleculen en relatief weinig H3O+- en CH3COO--ionen. De notatie is dan ook CH3COOH(aq).
Het H3O+-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 H3O+ en een zwak zuur een zuur dat zwakker is dan H3O+.
Splitsing (dissociatie) van sterke en zwakke zuren Bron: McMurry & Fay, Chemistry
In de onderstaande video gebruikt Sieger Kooij H+ (aq) in plaats van H3O+(aq).
Zure oplossingen.
Zuursterkte
Als azijnzuur wordt opgelost in water, stelt zich het volgende evenwicht in:
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:
Kz(Engels: Ka, 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
KZ-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 Kz
De tabel begint met een aantal sterke zuren. Dat zijn zuren die sterker zijn dan het zuur H3O+.
Deze zuren reageren volledig met water: de sterkte is onbepaald groot (Kz >> 1).
Alle sterke zuren zijn in water dus even sterk; ze staan in de tabel boven H3O+.
Zwakke zuren zijn zwakker dan het zuur H3O+. Deze zuren reageren slechts gedeeltelijk met water.
Ze staan in de tabel onder H3O+.
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 (Kz << 10-14).
Het H3O+-ion zelf rekenen we ook tot de sterke zuren (Kz= 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 HNO3). Zuren die twee H+-ionen kunnen afstaan noemen we tweewaardige zuren (zoals H2SO4).
H3PO4 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 HSO4- dat een zwak zuur is. De tweede dissociatie is een evenwichtsreactie; het dissociatiepercentage van HSO4- is ongeveer 1% in een 1 M zwavelzuuroplossing.
Een zwavelzuuroplossing bevat dus geen H2SO4-moleculen, maar wel HSO4-- en SO42--ionen. Meestal vatten we zwavelzuur op als een volledig sterk zuur.
Molecuulmodel van zwavelzuur Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Fosforzuur
Bij het driewaardige (zwakke) fosforzuur (H3PO4) verloopt geen van de drie dissociaties volledig: er bestaan drie evenwichtstoestanden in de fosforzuur oplossing. Voor elk van de drie evenwichten geldt een aparte Kz.
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 H2PO4- door de relatief hoge concentratie H3O+-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 [H3O+] 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 (H2CO3).
In een oplossing van CO2 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 Kz van (CO2 + H2O).
Molecuulmodel van koolzuur, H2CO3 Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Zwaveligzuur
Bij zwaveldioxide is sprake van soortgelijke evenwichten.
In water ontstaat met SO2 een zure oplossing:
Zwaveligzuur (H2SO3) is evenals koolzuur instabiel en wordt geschreven als(SO2 + H2O).
Zuurvormende oxiden
CO2 en SO2 noemen we zuurvormende oxiden.
Het zijn zelf geen zuren, maar opgelost in water doen ze H3O+-ionen ontstaan en verlagen ze de pH.
Andere voorbeelden van zuurvormende oxiden zijn:
N2O5 -> HNO3
N2O3 -> HNO2
P2O5 -> H3PO4
P2O3 -> H3PO3
Ionen als zuren
Sommige positieve en negatieve ionen, zoals bijvoorbeeld NH4+ en HSO4-, kunnen ook als zuur reageren. En sommige gehydrateerde metaalionen, zoals bijvoorbeeld Fe(H2O)63+, gedragen zich ook als zwakke zuren.
Dit betekent dat bij het oplossen van een zout in water een zure oplossing kan ontstaan.
Zure zoutoplossing: AlCl3 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 Al3+(aq) betekent 'omringd door een aantal watermoleculen': Al3+(aq) = Al(H2O)63+. 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 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 KNO3 of CaCl2 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
Tabel 49 in detail
Hoe gebruik je tabel 49 uit BINAS?
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
O2-
zwakke basen
ammoniak
NH3
carbonaation
CO32-
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.
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-.
Er zijn maar weinig sterke basen in water: O2- 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. De volgende reactievergelijking verduidelijkt dit voor de base O2-, aanwezig in natriumoxide:
Het O2--ion fungeert als base. Het is een sterke base die nooit vrij in water voorkomt en direct een H+-ion
onttrekt aan een H2O-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.
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 NH3 in water noemen we ammonia. De juiste chemische notatie voor ammonia is: NH3(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 (CH3NH2).
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 H2CO3.
Een voorbeeld is Na2CO3 in water:
NB: De Na+-ionen hebben geen invloed op de zuurgraad van de oplossing.
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.
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 NH3 geldt:
Hoe zwakker een base, des te kleiner is zijn Kb-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 Kb-waarde
(pKb = - log Kb).
Hoe groter de waarde van Kb 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 (Kb>> 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 (Kb = 55,4).
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 HCO3– en HSO3-.
In BINAS tabel 49 vind je deze anionen en water dan ook zowel bij de zuren als bij de basen.
Zoutoplossing met amfolyte ionen: NaHSO3 in water
In een oplossing van NaHSO3 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 HSO3- is groter dan de baseconstante, dan is het zuurevenwicht bepalend voor de reactie van HSO3- 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 Kb van HCO3- is groter dan de Kz van HCO3-.
Uitleg over amfolyten.
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 H3O+; 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 NH3) bestaat het volgende evenwicht:
NH4+ is het geconjugeerde zuur van de base NH3 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: pKz + pKb = pKw = 14,00
(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
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 valentie-orbitaal 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 NH3 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 De meest voorkomende voorbeelden van positief geladen Lewiszuren zijn metaalionen, zoals Al3+ en Cu2+. Hydratatie van het Al3+ ion is bijvoorbeeld een zuur-basereactie waarin elk van de zes H2O moleculen een elektronenpaar doneert aan het Al3+ ion onder vorming van het gehydrateerde ion Al(H2O)63+.
Op dezelfde manier is de reactie van het Cu2+ ion met ammoniak een zuur-basereactie waarin elk van de vier NH3 moleculen een elektronenpaar doneert aan Cu2+ onder vorming van het diepblauwe ion Cu(NH3)42+.
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 BF3 en AlCl3.
BF3 is bijvoorbeeld een sterk Lewiszuur, omdat boor in deze verbinding slechts omringd is door zes valentie-elektronen. Het booratoom gebruikt drie sp2-hybride-orbitalen om de drie fluoratomen te binden. De lege 2p valentie-orbitaal kan een vrij elektronenpaar accepteren van een Lewisbase, zoals bijvoorbeeld NH3, om het octet compleet te maken.
Reactie van het Lewiszuur BF3 met de Lewisbase NH3 Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Overzicht van de verschillende zuur-base-theorieën.
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 H3PO4, H2S, H2CO3) 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 [H3O+] gelijk is aan de molariteit van het zuur, omdat een sterk zuur volledig in ionen is gesplitst: [H3O+] = c(HZ)
Bij verdunning tot n maal het oorspronkelijke volume, wordt de molariteit en dus ook de [H3O+] n maal zo klein.
De [H3O+] 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 [H3O+] niet.
De [H3O+] van de verdunde oplossing moeten we opnieuw met de Kz berekenen, omdat het zuurevenwicht naar rechts verschuift.
Door de verdunning onstaan er meer H3O+-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
HCl is een sterk eenwaardig zuur; de [H3O+] is dus gelijk aan de molariteit van het zuur.
[H3O+] = 0,020 mol.L-1
pH = - log [H3O+] = - log 0,020 = 1,70.
Berekening van de pH van 0,50 M H2SO4
Zwavelzuur is een tweewaardig sterk zuur. De eerste dissociatie is volledig, de tweede dissociatie is een evenwichtsreactie:
Voor de eerste dissociatie geldt:
[H3O+] = [HSO4-] = 0,50M
Voor de tweede dissociatie geldt:
Bij de tweede dissociatie ontstaat slechts een kleine hoeveelheid H3O+ vergeleken bij de H3O+ ontstaan in de eerste dissociatie.
Van de 0,5 mol L-1 HSO4-, ontstaan in de eerste dissociatie, dissocieert1 slechts 0,01 mol L-1 in H3O+ en SO42-.
De totale [H3O+] is dus 0,50 + 0,010 = 0,51 mol L-1.
pH = - log [H3O+] = - log 0,51 = 0,29
Conclusie Uit bovenstaande berekening blijkt dat we voor deze oplossing de tweede dissociatiestap mogen verwaarlozen. Door de relatief hoge H3O+-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 [SO42--] / [HSO4-] gelijk aan 10. Het evenwicht ligt dan dus al bijna helemaal rechts en bijna de helft van de H3O+-ionen is afkomstig uit de tweede ionisatiestap. De molariteit van deze zwavelzuuroplossing zal dus ongeveer
5.10-4 zijn.
Pas bij sterker verdunde zwavelzuuroplossingen mogen we de tweede dissociatie als volledig beschouwen en levert een zwavelzuurmolecuul in water twee protonen op.
1Bij 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 pH-berekening een stuk eenvoudiger.
Hieronder staat de aanpak voor het geval de molariteit 1,0.10-3 is.
CH3COOH is een zwak eenwaardig zuur; de berekening moet via de evenwichtsvoorwaarde verlopen.
Een tabel maakt de berekening overzichtelijk:
concentratie
[CH3COOH] mol L-1
[H3O+] mol L-1
[CH3COO-] mol L-1
begin
0,10
» 0
0
verandering Δc
- x
+ x
+ x
evenwicht
0,10 - x
x
x
De Kz 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 100 000 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 0,10.
De vergelijking wordt dan: x2 = 0,10 ´ 1,8 ´ 10-5 = 1,8 ´ 10-6 Daaruit volgt: x = 1,3 ´ 10-3. Dus [H3O+] = 1,3 ´ 10-3 mol L-1 en pH = 2,88.
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) + H3O+(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 H2CO3-oplossing
H2CO3 is een tweewaardig zwak zuur; de berekening moet via de evenwichtsvoorwaarde verlopen:
Bij een meervoudig zwak zuur mogen we de bijdrage van het 2e en eventueel 3e evenwicht aan de [H3O+] verwaarlozen, omdat de evenwichtsconstante van het 2e en eventueel 3e evenwicht veel kleiner zijn dan de evenwichtsconstante van het 1e evenwicht. Die evenwichten liggen dus sterk links! Hiermee maken we in het algemeen een verwaarlozebaar kleine fout.
Tabel voor de berekening:
concentratie
[H2CO3] in mol.L-1
[H3O+] in mol.L-1
[HCO3- ] in mol.L-1
begin
0,30
≈0
≈0
verandering, Δc
-x
x
x
evenwicht
0,30-x
x
x
[H3O+] = 7,3.10-4
pH = - log 7,3.10-4 = 3,44
pH-berekening van een oplossing van een zwak zuur.
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 [H3O+] = 1,3 ´ 10-3 mol.L-1.
Na verdunnen is de molariteit gehalveerd en dus ook de [H3O+]:[H3O+] = 6,5 ´ 10-4 mol.L-1
pH = 3,19.
Oplossing B:
Na verdunnen is de molariteit van de CH3COOH-opl. = cz = 0,050 M.
We berekenen de [H3O+] en de pH zoals onder de knop 'pH oplossing zwak zuur'.
Ionisatiegraad: a = 9,5.10-4/0.050 = 1,9.10-2 = 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 3,2.10-5 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.
Bereken de molariteit van een waterstofsulfide-oplossing met pH van 4,80.
Oplossing:
H2S 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 Kz-waarde, nauwelijks bij aan de [H3O+]. We maken nu een fout die verwaarloosbaar is binnen de significantie van de opgave.
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 CO32–) 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 Kb berekenen, omdat het base-evenwicht 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
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–] = 3,0.10–3 mol.L–1.
Maak weer een tabel:
concentratie
[NH3] mol.L-1
[NH4+] mol.L-1
[OH-] mol.L-1
begin
c
0
≈ 0
verandering Δc
- 3,0.10–3
+ 3,0.10–3
+ 3,0.10–3
evenwicht
c - 3,0.10–3
3,0.10–3
3,0.10–3
De Kb van NH3 staat in BINAS. Invullen in de formule geeft:
De oplossing is 0,50 M NH3.
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.
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-] = 3,0.10-3 mol .–1.
Na verdunnen is de molariteit gehalveerd en dus ook de [OH–]:
[OH-] = 1,5.10-3
pOH = 2,83
pH = 11,17
Oplossing B: na verdunnen is de molariteit c(NH3) = 0,25 M.
Berekening van de pH van 0,25 M NH3-oplossing
NH3 is een zwakke eenwaardige base; de berekening moet via de evenwichtsvoorwaarde verlopen.
Een tabel maakt de berekening overzichtelijk:
concentratie
[NH3] in mol.L-1
[NH4+] in mol.L-1
[OH-] in mol.L-1
begin
0,25
≈0
≈0
verandering,Δc
-x
x
x
evenwicht
0,25-x
x
x
De Kb van NH3 vinden we in BINAS. Invullen in de formule geeft:
x1 voldoet niet, want de [OH-] kan in dit geval niet negatief zijn.
[OH-] =2,1.10-3
pOH = - log 2,1.10-3 = 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.
Oplossing:
NaBrO splitst in water volledig in ionen:
BrO- is een zwakke base, zie BINAS tabel 49.
Bereken de molariteit van een Na2SO3-oplossing met pH van 10,00.
Oplossing:
Na2SO3 splitst in water volledig in ionen.
SO32- 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.
Video: Rekenen met zuren en basen
Berekeningen van pH en de pOH.
Sieger Kooij leert je een methode om verschillende soorten zuur-base berekeningen op te lossen.
De verschillende zuur-base berekeningen worden behandeld.
Berekening waarbij je de ionisatie niet mag verwaarlozen t.o.v. de opgeloste hoeveelheid zwak zuur.
Berekeningen met zuren en basen.
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 = pKz, 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').
Omslagtraject van indicatoren Bron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry
Omslagtraject
Omslagtraject van indicatoren Bron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry
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 = pKz - log10 = pKz - 1
Broomthymolblauw heeft pKz = 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 = pKz + 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 pKz heeft, ligt het omslagtraject voor elke indicator anders.
De pKz 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.
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: Kb x Kb = Kw = 1,0.10-14
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:
pKz + pKb = pKw =14,00
Behandeling van de zuur- en baseconstante.
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
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.
H2O is de zwakste base én het zwakste zuur dat in water kan voorkomen.
H3O+ 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, H3O+-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.
Reacties tussen zuren en basen.
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 H3O+-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 NH3 een sterkere base is dan CH3COO- en CH3COOH een sterker zuur is dan NH4+, 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:
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:
In een verzadigde oplossing is [OH–] = 3,4 × 10–7 mol L–1.
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 H3O+-ionen:
De [OH–] neemt hierdoor af en er lost meer Cu(OH)2 op, totdat er opnieuw evenwicht is.
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
De O2– -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 [CO32–] = 9,3.10–5 mol L–1 (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 H3O+ met OH-, waardoorhet carbonaatevenwicht naar de kant van het HCO3– verschuift.
De [CO32–] neemt af, waardoor het calciumcarbonaatevenwicht naar rechts verschuift.
Als we voldoende zoutzuur toevoegen lost het CaCO3 geheel op tot een oplossing van Ca(HCO3)2.
Bij overmaat zuur gaan de HCO3–-ionen over in het instabiele koolzuur, dat al bij zeer lage concentraties ontleedt in CO2 en H2O.
Doordat het CO2 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).
Wanneer reageren zouten als zuur of als base?
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
9. ammonia met een zure oplossing
in de onderstaande video gebruikt Sieger Kooij H+(aq) in plaats van H3O+(aq).
Reacties tussen zuren en basen.
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 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 = 0,10 mol L-1) van elke stof bevat.
De evenwichtsconstante K van deze reactie bedraagt 3,2.104 (zie voor de berekening onder de knop 'Evenwichtsconstante').
We maken een tabel:
concentratie
[CH3COOH] mol L-1
[NH3] mol L-1
[CH3COO-] mol L-1
[NH4+] mol L-1
begin
0,10
0,10
0
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.
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.
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 pKz-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
H2PO4-/HPO42--systeem en het H2CO3/HCO3--systeem.
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 [H3O+] 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 HAc-moleculen.
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-.
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 Kz 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.
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-] \(\geq\)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
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 [H3O+] en [OH-] kunnen opvangen als [HZ]/[Z-] = 1, dus als pH = pKz: 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'.
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 NH4+/NH3 te variëren, maar zal toch meestal ruwweg tussen 9 en 10 liggen.
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 Kz 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 Kz
Uitleg over de pH-berekening van een bufferoplossing
Hoe maak je een bufferoplossing van een bepaalde pH?
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 H3O+, 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,
[H3O+] = 1,7 × 10–5, dan wordt de pH: [H3O+] = 1,7 × 10–5 + 0,010 = 0,010017 = 0,010 mol L–1 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
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.
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'.
De onderstaande antwoorden moet je zelf nakijken; vergelijk jouw antwoorden met de goede
antwoorden, en geef aan in welke mate jouw antwoorden correct zijn.
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.
De onderstaande antwoorden moet je zelf nakijken; vergelijk jouw antwoorden met de goede
antwoorden, en geef aan in welke mate jouw antwoorden correct zijn.
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.
De onderstaande antwoorden moet je zelf nakijken; vergelijk jouw antwoorden met de goede
antwoorden, en geef aan in welke mate jouw antwoorden correct zijn.
De onderstaande antwoorden moet je zelf nakijken; vergelijk jouw antwoorden met de goede
antwoorden, en geef aan in welke mate jouw antwoorden correct zijn.
Het arrangement Sk-12 Zuren en basen is gemaakt met
Wikiwijs van
Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt,
maakt en deelt.
Auteurs
Jan Lutgerink
Je moet eerst inloggen om feedback aan de auteur te kunnen geven.
Laatst gewijzigd
2016-02-03 10:26:28
Licentie
Dit lesmateriaal is gepubliceerd onder de Creative Commons Naamsvermelding 3.0 Nederlands licentie. Dit houdt in dat je onder de voorwaarde van naamsvermelding vrij bent om:
het werk te delen - te kopiëren, te verspreiden en door te geven via elk medium of bestandsformaat
het werk te bewerken - te remixen, te veranderen en afgeleide werken te maken
voor alle doeleinden, inclusief commerciële doeleinden.
Van dit lesmateriaal is de volgende aanvullende informatie beschikbaar:
Toelichting
Vakinhoudelijk deel van een thema over zuren en basen, omgezet in een Wikiwijs arrangement vanuit een prototype van een kennisbank scheikunde van het voormalige Ruud de Moor Centrum van de OU; zie ook de colofon in het arrangement voor toelichting. Samenvatting aan de hand van een paar zinnen met kernbegrippen: Een zuur is een deeltje dat een H+-ion kan afstaan, een base kan een H+-ion opnemen. De concentratie H3O+(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-base-indicator 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.
Vakinhoudelijk deel van een thema over zuren en basen, omgezet in een Wikiwijs arrangement vanuit een prototype van een kennisbank scheikunde van het voormalige Ruud de Moor Centrum van de OU; zie ook de colofon in het arrangement voor toelichting. Samenvatting aan de hand van een paar zinnen met kernbegrippen: Een zuur is een deeltje dat een H+-ion kan afstaan, een base kan een H+-ion opnemen. De concentratie H3O+(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-base-indicator 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.
Berekening pH van 0,0010 M zwavelzuuroplossing
