Een zuur is een deeltje dat een H+-ion kan afstaan, een base kan een H+-ion opnemen. De concentratie H+(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. 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
Zuurgraad
De pH is een grootheid, die je kan meten met een pH-meter en met indicatoren.
Een oplossing met een pH < 7 heet een zure oplossing.
Een oplossing met een pH = 7 heet neutraal.
Een oplossing met een pH > 7 heet basisch.
De pH kan waarden tussen -1 en 15 hebben.
De concentratie H+-ionen bepaalt de zuurgraad van een oplossing. Een oplossing is zuurder naarmate de H+-concentratie groter is.
In de onderstaande video gaat het over: zure oplossingen, basische oplossingen, verschil en verband tussen pH en pOH.
Uitleg over de pH en pOH.
pH
Een gangbare maat voor de zuurgraad van een oplossing is de pH. Dit is de negatieve logaritme van de concentratie H+-ionen:
pH = - log [H+(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+] een factor 10 groter wordt.
pOH
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
De basegraad of pOH definiëren weals volgt:
pOH = - log [OH-]
Hoe basischer een oplossing, des te groter is [OH-] en des te lager is de pOH-waarde.
We gebruiken dus altijd, 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
Zuur-base-indicatoren
pH is een grootheid, die uitgedrukt wordt in een getal. pH heeft geen eenheid. Het getal loopt van -1 tot 15. Bij een pH < 7 spreken we van een zure oplossing, bij een pH=7 van een neutrale en bij een pH > 7 van een basische oplossing. De pH geeft dus aan hoe zuur of basisch iets is.
Er zijn stoffen die verkleuren als de pH verandert. Daar kun je gebruik van maken om van een stof met een onbekende pH te meten wat de H ongeveer is.
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.
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
Zuren
Zure stoffen zijn vrijwel altijd oplosbaar in water. 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
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.
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.
Zuren
Sterke en zwakke zuren
Sterke zuren in water
Een sterk zuur dissocieert volledig in water: alle aanwezige zuurmoleculen hebben hun H+-ion afgedragen. 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 H+(aq) + Cl-(aq).
Let op: Sterke zuren in water noteren we dus altijd als gehydrateerde ionen.
Een oplossing van azijnzuur bevat bijna alleen niet gesplitste azijnzuurmoleculen en relatief weinig H+-ionen en CH3COO--ionen. De notatie is dan ook CH3COOH(aq).
Splitsing (dissociatie) van sterke en zwakke zuren Bron: McMurry & Fay, Chemistry
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.
Basen
Basen
Een basische oplossing wordt gekenmerkt door OH--ionen.
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, een protonacceptor.
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.
Sterke basen
Een sterke base is een base die volledig met water reageert onder vorming van OH--ionen. 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).
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-.
Zwakke basen
Een zwakke base reageert slechts gedeeltelijk met water onder vorming van OH--ionen.
De reactie is een evenwichtsreactie.
Hieronder staan enkele voorbeelden van zwakke basen in water.
Ammoniak
In een oplossing van ammoniak, bestaat het volgende evenwicht:
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).
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:
Zuren: voorbeelden van berekeningen
De pH van oplossingen van sterke zuren kunnen we eenvoudig berekenen uit de hoeveelheid opgeloste stof. Sterke zuren staan immers alle waterstof-ionen af aan de oplossing.
De pH van oplossingen van zwakke zuren moet je de ionisatiegraad weten (het percentage moleculen dat de H+-ionen heeft afgestaan.
pH oplossing sterk zuur
Berekening van de pH van 0,020 M zoutzuur
HCl is een sterk eenwaardig zuur; de [H+] is dus gelijk aan de molariteit van het zuur.
[H+] = 0,020 mol/L
pH = - log [H+] = - log 0,020 = 1,70.
pH oplossing zwak zuur
pH berekening mbv ionisatiepercentage
Gegeven: In een 0,10 M azijnzuuroplossing is 1,3% van de azijnzuurmoleculen gesplitst in ionen.
Gevraagd: Wat is de pH van deze oplossing?
1,3% is omgezet in H+ (aq), dus [H+] = 0,10 x (1,3/ 100%) = 0,0013 mol L-1
Bereken de pH van een 0,40 M salpeterzuuroplossing. [H+] = 0,10 mol L-1
Invullen levert: pH = -log [H+] = - log 0,10 = 1,00
Bereken de pH als je aan 100 mL van deze oplossing 400 mL water toevoegt. Je hebt 5x verdund. Dus de nieuwe [H+] is 0,10 mol per 5 liter: 0,02 mol L-1
Invullen levert: pH = -log [H+] = - log 0,02 = 1,70
Dus: bij het verdunnen van een zuur stijgt de pH!
Berekening molariteit van een sterk zuur in oplossing, bij gegeven pH
Berekening molariteit bij gegeven pH
Gegeven: De pH van een zwavelzuuroplossing is 1,80.
Gevraagd: Wat is de molariteit van deze zwavelzuuroplossing?
H2SO4 splitst volledig in ionen, want het is een sterk zuur: H2SO4 (l) → 2 H+ (aq) + SO42- (aq)
Uit de pH kan de [H+] berekend worden:
[H+] = 10-pH = 10-1,80 = 0,016 mol L-1
Uit de vergelijking kun je afleiden dat de concetratie H2SO4 (l) 2x kleiner is dan de concentratie H+.
Dus de molariteit van het zwavelzuur is 0,008 mol L-1
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 base
Berekening van de pH van een 0,012 M bariumhydroxide-oplossing
Bereken de pH als je aan 100 mL van deze oplossing 400 mL water toevoegt. Je hebt 5x verdund. Dus de nieuwe [OH-] is 0,10 mol per 5 liter: 0,02 mol L-1
Invullen levert: pOH = -log [OH-] = - log 0,02 = 1,70
pH + pOH = 14,00 pH = 14,00 - pOH = 14,00 - 1,70 = 12,30
Dus: bij het verdunnen van een base daalt de pH!
Berekening molariteit van een 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:
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.
Reacties tussen zuren en basen
Een zuur-basereactie is een reactie waarbij protonoverdracht optreedt. Steeds is er een zuur, een protondonor, en een base, een protonacceptor, bij betrokken.
...
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 H+-concentratie.
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.
OH- (aq) + H+ (aq) → H2O (l)
2. Sterke base + zwak zuur: evenwichtsreactie die vrijwel aflopend is.
3. Zwakke base + sterk zuur: evenwichtsreactie die vrijwel aflopend is.
NH3 (aq) + H+ (aq) → NH4+ (aq)
4. Zwakke base + zwak zuur: evenwichtsreactie.
Zuur-base titratie
Zuur-base reacties kunnen gebruikt worden om het gehalte zuur of het gehalte base in een oplossing te bepalen. Door precies te meten hoeveel base nodig is om al het zuur te laten reageren, kan het aantal mol van het zuur van de oplossing worden berekend. Deze analysemethode wordt een titratie genoemd
Bij een titratie wordt gebruik gemaakt van zeer nauwkeurig glaswerk zoals een pipet en een buret. Het eindpunt van de titratie wordt zichtbaar gemaakt met behulp van een indicator.
Gebruik van het glaswerk
De buret is nu nog gevuld met gedestilleerd water. Laat die helemaal leeglopen.
Spoel de buret 2x met de vloeistof die er uiteindelijk inkomt. Bijvoorbeeld natronloog. Let erop dat je ook het kraantje spoelt door een paar keer open en dicht te draaien en pas helemaal dicht te draaien terwijl je de natronloog toevoegt. Zo voorkom je dat er luchtbelletjes in de kraan terecht komen.
Vul de buret zodat de meniscus van de vloeistof tussen de 0 en 1 mL ligt. Lees het beginniveau, 2 cijfers achter de kommen!
Spoel de pipet 2x met de vloeistof die er uiteindelijk inkomt, bijvoorbeeld zoutzuur: opzuigen, ronddraaien pipet en leeg laten lopen.
Uiteindelijk vul je pipet met vloeistof.
Je houdt de pipet onder een hoe van 45 graden wanneer je de vloeistof opzuigt
Zuig de vloeistof eerst op tot boven het streepje, veeg de buitenkant van de pipet af met een papiertje.
Laat de vloeistof voorzichtig uit de pipet lopen (let op de hoek van 45 graden tegen de wand van het bekerglaasje) totdat de meniscus van de vloeistof bovenop het streepje ligt. Houdt het streepje op ooghoogte.
Laat de vloeistof uit de pipet lopen tegen onder een hoek van 45 graden tegen de wand van de erlenmeyer.
Voeg de indicator toe.
Titreer rustig druppelend de vloeistof uit de buret bij de erlenmeyer totdat er een kleuromslag plaatsvindt.
Voorbeeldberekening titratie
Bepaal het gehalte azijnzuur in een schoonmaakzijn. Je pipetteert 10,00 mL schoonmaakazijn in een erlenmeyer en voegt 2 druppels fenolftaleïen toe. Vanuit de buret voeg je 1,00 M natronloog toe totdat de oplossing blijvend roze kleurt. Je hebt dan 11,58 mL natronloog toegevoegd.
Hoeveel gram azijnzuur bevat deze schoonmaakzijn per liter?
Utwerking
De reactie die optreedt tussen het zwakke zuur azijnzuur en de sterke base natronloog is:
CH3COOH (aq) + OH- (aq) → CH3COO- (aq) + H2O (l)
Je hebt 11,58 mL 1,00 M natronloog nodig. Dit bevat 11,58 x 1,00 = 11,58 mmol OH-.
Dit reageert 1 : 1 met azijnzuur dus in 10,00 mL schoonmaakazijn zit 11,58 mmol azijnzuur, CH3COOH.
Per liter schoonmaakazijn is dan 100 x 11,58 = 1158 mmol CH3COOH aanwezig. Omrekenen in gram levert 1158 x 60,05 = 69500 mg =69,5 gram azijnzuur.
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.
Het arrangement Zuren en basen - herhaling is gemaakt met
Wikiwijs van
Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt,
maakt en deelt.
Dit lesmateriaal is gepubliceerd onder de Creative Commons Naamsvermelding-GelijkDelen 3.0 Nederland licentie. Dit houdt in dat je onder de voorwaarde van naamsvermelding en publicatie onder dezelfde licentie 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.
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.
Leeromgevingen die gebruik maken van LTI kunnen Wikiwijs arrangementen en toetsen afspelen en resultaten
terugkoppelen. Hiervoor moet de leeromgeving wel bij Wikiwijs aangemeld zijn. Wil je gebruik maken van de LTI
koppeling? Meld je aan via info@wikiwijs.nl met het verzoek om een LTI
koppeling aan te gaan.
Maak je al gebruik van LTI? Gebruik dan de onderstaande Launch URL’s.
Arrangement
Oefeningen en toetsen
Naamgeving zuren en basen
Zuren en basen
toets/oefening
IMSCC package
Wil je de Launch URL’s niet los kopiëren, maar in één keer downloaden? Download dan de IMSCC package.
Oefeningen en toetsen van dit arrangement kun je ook downloaden als QTI. Dit bestaat uit een ZIP bestand dat
alle
informatie bevat over de specifieke oefening of toets; volgorde van de vragen, afbeeldingen, te behalen
punten,
etc. Omgevingen met een QTI player kunnen QTI afspelen.
Wikiwijs lesmateriaal kan worden gebruikt in een externe leeromgeving. Er kunnen koppelingen worden gemaakt en
het lesmateriaal kan op verschillende manieren worden geëxporteerd. Meer informatie hierover kun je vinden op
onze Developers Wiki.
