Zuur heeft een slechte naam. Zuur staat voor veel dat het tegendeel is van prettig of aardig. Zuur kan betekenen dat iets bedorven is, maar zuur kan ook bijten, is gevaarlijk voor je huid, Verzuring van de bodem en meren door zure regen is een bekend milieuprobleem. Ook tast zure regen gebouwen en monumenten aan die gemaakt van kalksteen of marmer. Sporters klagen over verzuurde spieren.
Maar veel van wat we lekker vinden is zuur: fruit, snoep, frisdrank. Is dat ander zuur? Op de intensive care meet men voortdurend hoe zuur het bloed van de patiënt is. vaak aangeduid met een waarde voor de zuurgraad, de pH.
Zuurgraad en pH wat zijn dat? Wat maakt iets zuur? Zuurstof misschien? Wat kun je doen tegen zuren?
Genoeg reden om ons met zuren bezig te houden.
Practicum 1.1 Weten of iets zuur is
Vraag : Hoe weet je dat iets zuur is?
Kijk maar eens wat er gebeurt als je de ‘lakmoesproef’ doet bij citroensap, cola, azijn, zoutzuur. Lakmoes is een natuurlijke kleurstof, die lijkt op de kleurstof in rodekool.
We noemen lakmoes (maar ook rodekoolsap) een aanwijzer voor zuur. Een vreemd woord dat in de scheikunde vaak wordt gebruikt is "indicator".
Rodekoolsap gaat schimmelen als je het een tijdje bewaart en lakmoes heeft een bleke kleur Gelukkig zijn er nog andere stoffen die met zuur heel fel van kleur verschieten. En die kun je heel lang bewaren (vaak zijn ze opgelost in alcohol). Een of twee druppels van die oplossing toevoegen aan een bodempje van de zure vloeistof in een reageerbuis is voldoende.
Practicum
Doel: Meet de pH van de beschikbare oplossingen en verwerk de resultaten.
Benodigdheden:
Reageerbuisrekje met 12 stoffen (zuren, neutrale oplossingen en antizuren)
Universeel indicator papier (pH-papier)
Blauw lakmoespapier
Congorood (indicator)
Broomkresolgroen (indicator)
Geplastificeerde kaart
Werkwijze:
Leg de geplastificeerde kaart op tafel.
Leg in de kolom “pH” bij iedere stof een pH-papiertje neer.
Leg in de kolom lakmoes een stukje lakmoespapier
Breng 1 druppel van de stof op het pH-papiertje met het druppelaartje die op de buis zit. Zo werkt het druppelaartje: Draai (alleen!!!) het witte dopje eraf. Houdt de buis op zijn kop en knijp in het blauwe gedeelte. Doe daarna ook gelijk het witte dopje er weer op.
Neem de tabel over in je schrift of kopieer in een worddocument (zie hieronder!!!)
Noteer de gemeten pH in de tabel.
Breng ook 1 druppel van de stof op het lakmoespapiertje en noteer de kleur.
Breng 1 druppel van iedere stof in de derde en vierde kolom
Meng de druppel in de derde kolom met 1 druppel Congorood en noteer de kleur
Gebruik in de vierde kolom Broomkresolgroen en noteer de kleur
Maak de geplastificeerde kaart schoon met papier en ruim alles weer netjes op.
pH-meting (V5)
Stof
pH papier
lakmoes
Congorood
broomkresolgroen
1. Melkzuur
2. Antikal
3. Kraanwater
4. Gootsteenontstopper
5. Vloeibaar wasmiddel
6. Cola
7. Groene zeep
8. Citroensap
9. Karnemelk
10. Tomatensap
11. Glorix
12. Ammonia
Practicum 1.2 Een maat voor zuurheid
Als je indicatoren mengt, kun je ook meer stappen onderscheiden tussen erg zuur en niet zuur. Het wordt helemaal handig, als je strookjes filtreerpapier drenkt in een oplossing waarin meerdere indicatoren zitten, en dat laat drogen. Bij zulke strookjes hoort dan ook een kleurenschaaltje. De meest gebruikte naam pH-papier of universeelindicator.
Er zijn ook elektronische zuurgraad-meter: gebruikelijke naam pH meters.
Zorg dat je te weten komt weet hoe je met deze meters hoort om te gaan gaat voordat je met deze apparaten aan de slag gaat!
We gaan in het volgende practicum de pH meten met pH-papier, twee vloeibare indicatoren thymol blauw en congo-rood en met behulp van een pH-meter. We meten tegelijkertijd ook de geleidbaarheid van de oplossingen met een geleidbaarheidsmeter (of sensor).
Kopieer onderstaand tabel in een wordbestand en vermeld erin alle waarnemingen en metingen die je verricht
verdunning
pH-
papier
Congo
rood
Thymolblauw
TM
pH-
meter
Stroom
geleiding
Oplossing 1
1x
Oplossing 2
10x
Oplossing 3
100x
Oplossing 4
1000x
Oplossing x
cola
1. Maak eerst uit oplossing 1 oplossing 2 t/m 4. Om oplossing 2 te maken neem je 10 mL van oplossing 1 en voeg je daar 90 mL demiwater aan toe (met maatcilinders). Voor oplossing 3 pak je 10 mL uit oplossing 2 en voeg je 90 mL demiwater toe....enzo verder. Je bewaard je gemaakte oplossingen in bekerglaasjes.
2. Voer met iedere oplossing de volgende proeven uit:
Breng met een schone roerstaaf een druppel op een snipper pH papier. Bekijk welke kleur dit zuur geeft met een strookje pH papier en vergelijk deze met de kleurenschaal.
Breng met een schone roerstaaf een druppel aan op een geplastificeerd druppelblad en voeg daar een druppel thymolblauw aan toe. Noteer de kleur.
Breng weer een druppel aan op het druppelblad en voeg daar een druppel congorood aan toe. Noteer de kleur.
Spoel de pH-sensor af met demiwater en meet de pH van je oplossing. Begin met de meest verdunde oplossing en werk terug naar oplossing 1. Meet ook oplossing x en cola door.
spoel de geleidbaarheidssensor af met demiwater en meet de geleidbaarheid van je oplossing. Begin ook hier met de meest verdunde oplossing en werk terug. (Pas op! nooit pH en geleiding gelijktijdig meten, de sensoren beïnvloeden elkaar!!!). Weer oplossing x en cola doormeten.
Vraag : Welke verdunningsfactor ken je toe aan stof X? En welke aan cola?
Practicum 1.3 Anti-zuur
Waarom doe je suiker in citroensap of appelmoes?
Dit gaan jullie onderzoeken.
Onderzoek citroensap met indicatorpapier.
Doe dan lekker wat suiker bij het citroensap. Schud flink. Test nu weer met indicatorpapier. Is het zoete sap nog zuur of niet.?
Giet in een reageerbuis wat citroensap. Herhaal proefje a) nu met soda. Test dus weer met indicatorpapier. Resultaat?
Herhaal het proefje met loog in plaats van soda.
Wat vinden jullie een antizuur:
Suiker? Soda? Loog? Geef aan waarom jullie dat vinden.
1.1 Belangrijke kenmerken van zuren (macro)
Zuren
We noemen een stof een zuur als hij zuur smaakt. Het is niet verstandig om een stof te proeven. Maar er zijn ook andere manieren om er achter te komen of een stof een zuur is . Zure oplossingen geleiden de elektrische stroom. Zuren horen dus net als de zouten tot de elektrolyten.
Hoe zuur een oplossing is geven we aan met de zuurgraad meestal de pH genoemd.
Er zijn stoffen die door een kleurverschil kunnen aangeven of een oplossing (erg) veel zuur bevat of niet. Die stoffen noemen we indicatoren. Informatie over de kleuren van indicatoren vind je in Binas tabel 52A.
De pH van een zure oplossing kan variëren van heel zuur bv pH = 0 (1 molair (1M) zoutzuur heeft die pH-waarde) tot pH=7 .
Als je een zoutzuuroplossing 10 maal verdunt wordt de nieuwe pH de waarde één groter.
Uitgaande van 1 molair zoutzuur met pH = 0 kom je na 7 van zulke stappen waarbij je steeds 10 maal verdunt uit op pH=7. Dat is ook de pH waarde van zuiver water.
Als de pH eenmaal 7 is heeft verdunnen geen effect meer op de pH.
Heel zuur neutraal
pH
0
1
2
3
4
5
6
7
Er bestaan elektronische apparaten die ook heel kleine concentraties zuur goed kunnen meten.
Ze heten heel toepasselijk pH-meters. Maar ook daarmee kom je bij verdunnen van een zuur nooit hoger uit dan pH=7. Dat moet een oorzaak hebben.
Waterstofchloride HCl is een voorbeeld van een zuur. De oplossing in water heet zoutzuur.
Azijn is een oplossing van azijnzuur formule CH3COOH in water. Voor het gemak schrijft men vaak HAc.
1.2 en anti-zuren (basen)
Er zijn stoffen die de eigenschappen van een zuur wegnemen. Chemici gebruiken hiervoor de naam basen.
Basische oplossingen (oplossingen waarin een base is opgelost) smaken vies, zeepachtig, bitter. Basische oplossingen zijn gevaarlijk zeker als de oplossing geconcentreerd en of warm is. Basen tasten je huid aan, met name je ogen zijn heel kwetsbaar.
Basische oplossingen geleiden ook stroom. Basen zijn dus ook elektrolyten.
Natriumhydroxide NaOH is een heel veel gebruikte base. De oplossing in water heet natronloog. Ook voor basische oplossingen zijn er indicatoren. Stoffen die door een kleur(verandering) aangeven of een oplossing al dan niet basisch is.
Er is ook een aanduiding voor hoe basisch een oplossing is, de pOH.
Heel zuur neutrale oplossing sterk basisch
pH
0
1
2
3
4
5
6
7
pOH
7
6
5
4
3
2
1
0
Water
1.3 Zuurgraad en basegraad gecombineerd
Het schema met pH en pOH ziet er mooi uit, maar chemici hebben toch voor één aanduiding gekozen waarmee je zowel de zuurgraad van een zure oplossing als de base-graad van een basische oplossing aangeeft. De truc is dat men de pH laat doorlopen boven de waarde 7.
Een basische oplossing heeft een pH van hoger dan 7. Nu is pH=14 de zuurgraad van 1 molair natriumhydroxide-oplossing. Telkens als je dan 10 maal verdunt zakt de pH een punt in waarde. Na 7 van zulke stappen waarbij je steeds 10 maal verdunt, heeft ook hier verdunnen geen zin. Je hebt dan gewoon de pH van water, niet basisch niet zuur, we noemen die oplossing neutraal.
Heel zuur neutrale oplossing sterk basisch
pH
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
Water
De pH van een oplossing kan dus variëren van circa 0 heel zuur tot 14 heel basisch. Een pH van 7 betekent niet basisch, niet zuur, maar neutraal. Zuiver water heeft ook pH = 7.
Om zoutzuur te ontzuren is natronloog nodig in de molverhouding 1 op 1.
Behalve natriumhydroxide-oplossing, natronloog is de kortere naam, zijn ook oplossingen van natriumcarbonaat (soda) en ammoniak(ammonia) basen.
Azijn (oplossing van azijnzuur CH3COOH) is veel minder zuur dan zoutzuur, ook als je per liter evenveel mol oplost. Citroenzuur kun je puur op je tong leggen en langzaam laten oplossen. Wel flink zuur maar ook lekker. Dat mag en wil je niet proberen met geconcentreerde zoutzuur!
Er zijn maar een paar van die hele erge zuren: behalve waterstofchloride zijn zwavelzuur en salpeterzuur daarvan de bekendste. Zij worden de sterke zuren genoemd. Zeker in geconcentreerde vorm zijn deze zuren gevaarlijk.
Het overgrote deel van de andere zuren zijn veel minder opvallend zuur: we noemen ze zwak.
Het kenmerk van zwakke zuren is dat de oplossing
een hogere pH heeft (de pH komt niet onder de 2 uit zelfs als je een geconcentreerde oplossing maakt)
veel minder goed de stroom geleidt.
veel minder heftig reageert met bijvoorbeeld soda, krijt, magnesium
om te neutraliseren evenveel base nodig heeft als een sterk zuur.
Vragen bij taak1
Taak 2 Verklaren van de eigenschappen van zuren en basen
2.1 Verklaring op microniveau
Er zijn heel wat verklaringen bedacht. Volgens een ervan zouden zure stoffen bestaan uit deeltjes met scherpe haakjes aan de buitenkant.
Lavoisier dacht dat het element zuurstof onmisbaar was voor een zuur. Daarom kreeg in Nederland zuurstof zijn naam. Maar het klopt niet, waterstofchloride (beter bekend onder de naam van de oplossing in water namelijk zoutzuur) is het bewijs.
Verklaring ( microschaal)
Water
Voor de verklaring van zuren en basen gebruiken we veel van wat we al weten van elektrolyten (zout-oplossingenen) en vooral wat we weten van water. Een paar van de bijzondere eigenschappen van water hebben we verklaard uit de vorm en ladingsverdeling van het watermolecuul.
Model 1 Model 2 Model 3
Drie modellen voor een watermolecuul. Leg steeds uit welke extra informatie elk model biedt ten opzichte van de andere model biedt.
Zouten kunnen oplossen in water: de waterdipolen trekken de ionen uit hun ionenrooster (hydratatie). (zie tekeningen )
Zo verklaren we dat er vrije ionen ontstaan die onafhankelijk kunnen bewegen. Door de bewegingsvrijheid van die ionen kan een zoutoplossing stroom geleiden.
Waterstofchloride in water
Het waterstofchloride molecuul is een dipool. Dat verklaart in ieder geval dat waterstofchloride goed oplost in water. Maar die oplossing kan stroom geleiden. Bij het oplossen van waterstofchloride gebeurt blijkbaar hetzelfde als bij het oplossen van zouten. Je kunt je voorstellen dat de watermoleculen niet alleen om de HCl moleculen heen gaan zitten maar deze moleculen uit elkaar trekken. Dan ontstaan een H+ en een Cl- ion. Het elektronenpaar van de binding (het gemeenschappelijke elektronenpaar) blijft dus bij chloor. Er ontstaan geen losse atomen maar ionen. En watermoleculen weten wel raad met ionen: die worden ingepakt, omringd door waterdipolen. Zo kunnen de waterdipolen voorkomen dat die ionen weer bij elkaar kunnen komen.
Het verschil tussen een zoutoplossing en een oplossing van een zuur is dat bij een zuur het H+ ion de plaats inneemt van het positieve metaalion.
Als de H+ ionen het onderscheid maken tussen zuur en niet zuur moet een erg zure oplossing veel van die H+(aq) bevatten. Dat klopt ook.
2.2 pH
Hoe meer H+-ionen in oplossing hoe zuurder die oplossing. De concentratie H+in mol/L zou dus een goede maat zijn voor de zuurgraad. Omdat het bereik van de zuurgraad dan onhandig groot wordt: van 0,0000001 M tot 10 M is er voor een logaritmische schaal gekozen, de pH.
De definitie van de pH luidt : pH = –log [H+] omgekeerd: [H+] =10-pH
Bij een concentratie van 1 M (100) hoort dan een pH van -log 1 = 0
Bij een concentratie van 0,001 M (10-3) hoort dan een pH van -log 0,001 = 3
Dus hoe lager de concentratie H+ hoe hoger de pH (hoe lager de zuurgraad).
2.3 Ontzuren, neutralisatie en pOH
Natronloog (Na+ + OH-) kan zoutzuur onschadelijk maken/neutraliseren. Dat betekent dat de H+ ionen moeten verdwijnen:
Het OH- ion kan dat: H+ + OH-\(\rightarrow\) H2O
Het OH- ion is dus het deeltje dat van natronloog een basische oplossing maakt. Veel OH- betekent dat de oplossing sterk basisch is.
De definitie pOH =-log [OH-] levert
Als [OH-] = 1 \(\rightarrow\) pOH = 0 men geeft aan pH = 14
Als [OH-] = 0,1 \(\rightarrow\) pOH = 1 men geeft aan pH = 13
Als [OH-] = 0,01 \(\rightarrow\) pOH = 2 men geeft aan pH = 12
Als [OH-] = 0,001 \(\rightarrow\) pOH = 3 men geeft aan pH = 11
Onthoud:
pH = –log [H+] en [H+] =10-pH pOH = –log [OH-] en [OH-] = 10-pOH
Bij 25 oC geldt pH +pOH = 14
2.4 Opgaven bij taak 2
Vul in
pH Welke kleur heeft Broomthymolbauw Bereken [H+]
pH = 2 ………………………….. …………………..
pH = 5 …………………………………. ………………..
pH = 7 …………………………………. ………………..
pH = 10 …………………………… [OH-] =…………………
pH = 14 ………………………………. [OH-] =…………………
Bereken de pH als
[H+] = 0,005
[H+] = 0,0005
[OH-] = 0,05
[OH- ] = 0,005
Hoe splitst waterstofchloride in water ( zoutzuur)
Hoe spitst natriumhydroxide in water (natronloog)
Wat gebeurt er als zoutzuur en natronloog bij elkaar gemengd worden?
Een oplossing van 1 mol salpeterzuur HNO3 in 1 liter water heeft een pH = 0
Geleidt die oplossing de elektrische stroom goed, matig of helemaal niet?
Welke deeltjes ( moleculen, ionen, … ) zijn volgens jou naast watermoleculen aanwezig in deze oplossing?
Bereken uit de pH de concentratie van elk van die deeltjes.
Je lost 1,0 gram bariumhydroxide op in een liter water.
Laat zien dat 1,0 gram bariumhydroxide overeenkomt met 5,8 mmol bariumhydroxide.
Bereken de concentratie van de barium- en de hydroxide-ionen in deze oplossing.
Bereken de pH van deze oplossing
Welke nieuwe pH krijgt je als je één liter zoutzuur met een pH = 0 mengt met één liter water?
Welke pH ontstaat als je één liter zoutzuur met een pH = 0 mengt met één liter zoutzuur met pH =3
Welke pH ontstaat als je één liter zoutzuur met een pH = 0 mengt met één liter natronloog met pH = 14?
Welke pH ontstaat als je één liter zoutzuur met een pH = 0 mengt met één liter natronloog met pH = 13?
Zuiver water geleidt een beetje stroom.
Met de stroommeters op school is die geleiding niet aan te tonen en bovendien kunnen we het water niet zuiver genoeg krijgen. Je moet bij dit onderzoek platina bekers en platina destillatieapparatuur gebruiken. Uit glas (een zout, een elektrolyt dus) lossen altijd wat ionen op en dan zegt eventuele stroomgeleiding niets over zuiver water.
Verklaring (micro):
Door de H-bruggen trekken watermoleculen stevig aan elkaar, ze plakken stevig aan elkaar. Als ze moeten loslaten - er wordt nu eenmaal veel gebotst door watermoleculen- is er een kans dat een deel van het molecuul blijft plakken” en breekt daardoor een watermolecuul. We kijken alleen naar de gevallen dat watermoleculen breken in H+ en OH-. Die ionen zijn we immers vaker tegengekomen.
Als we aannemen dat die ionen elkaar niet meteen terugvinden en weer een watermolecuul vormen hebben zouden er dus altijd wel wat ionen zijn in water. Dat verklaart waarom ook zuiver water – weliswaar heel slecht -stroom geleidt
Uit metingen van die geleidbaarheid kun je afleiden dat in één liter water ( dat is 55 mol water) 1 x 10-7 mol watermoleculen uiteengescheurd, gesplitst zijn in H+ en OH- . Dat geldt bij 25 oC .
1 x 10-7 mol gesplitste moleculen op 55 mol komt neer op één de 550 miljoen moleculen.
Een op de 550 miljoen lijkt niet bepaald de moeite waard. Maar in een liter zijn het toch nog heel veel moleculen.
Gesplitst per liter : 10-7 x 6 x 1023= 6 x 10 16 H+ ionen ( en evenveel OH- ionen) (aantal mol ) (aantal moleculen per mol)
Ter vergelijking: op aarde leven nu ongeveer 6 x 10 9 mensen.
Andere getallen: de kans dat een watermolecuul breekt en er vrije H+ en OH- ionen ontstaan is ongeveer twee keer per dag. De gemiddelde levensduur voor die H+ en OH- ionen is 70 microseconde ( 0,00007 sec.).
Dat in water is een constante hoeveelheid H+ en OH- ionen aanwezig is verklaren chemici dus met een model waarbij per seconde evenveel watermoleculen in H+ en OH- ionen breken als dat er watermoleculen teruggevormd worden doordat die ionen weer samengaan.
Om de omzetting van water in ionen en de gelijktijdige vorming van watermoleculen uit die ionen weer te geven gebruiken chemici een reactievergelijking met een “dubbele pijl”
Men noemt zo een toestand waarbij twee tegengestelde reacties tegelijkertijd optreden een (chemisch) evenwicht. Bij een evenwichtsreactie hoort een dubbele pijl.
Het waterevenwicht H2O H+ (aq) + OH- (aq)
Vaak wordt de splitsing en terugvorming als volgt aangegeven: 2 H2O H3O+ + OH-
Deze manier van opschrijven geeft duidelijker aan dat het H+ ion niet zomaar afbreekt maar gebonden wordt door een ander watermolecuul.
Het H3O+ ion heeft een eigen naam gekregen oxonium-ion.
( Zelfs twee : je kunt ook de naam hydroxonium-ion tegenkomen).
We kunnen nog een stap verder gaan in ons model van watermoleculen die breken in H+ en OH- maar ook weer teruggevormd worden.
Als er H+ ionen ontstaan doordat we bijvoorbeeld HCl in water oplossen heeft dat gevolgen voor de OH- ionen. De kans dat een OH- ion met H+ weer water vormt neemt toe. Als we aannemen dat het aantal watermoleculen dat per seconde kapot gaat niet verandert en de OH- ionen vinden door het opgeloste zuur sneller een H+ ion, dan zijn er gemiddeld minder OH- ionen.
Je kunt zeggen dat de gemiddelde levensduur van de vrije OH- ionen afneemt en dus ook hun concentratie.
Met kansberekening kun je aannemelijk maken dat als de [H+ ] 10 maal zo groot wordt, de [OH- ] 10 maal zo klein wordt.
Daaruit volgt dat het product [H+ ] \(\cdot \)[OH-] gelijk blijft
Uit de gegevens van zuiver water volgt dat [H+ ] \(\cdot \) [OH- ] = 10-7 x 10-7 = 10-14
We hebben een formule!
Een formule ontdekken is het beste wat een wetenschapper kan overkomen. Wetenschap is het zoeken naar wat zeker is, wat nu geldt en morgen ook nog, naar houvast, naar orde in de chaos. Een formule levert dat houvast, betekent dat we greep hebben op de zaak.
Formules zijn voor de eeuwigheid, en geven eeuwige roem aan de ontdekker, denk aan dé formule van de 20e eeuw: E=mc2.
Maar [H+ ] \(\cdot \) [OH- ] = 10-14 verdient ook een ereplaats.
3.2 De waterconstante
Als er meer H+ en OH- ionen zijn en daardoor het product van de concentraties te groot is, zullen er per seconde meer ionen verdwijnen dan dat er gevormd worden. Dat gaat door totdat [H+] . [OH-] gelijk is aan 10-14. Dan worden evenveel ionen gevormd als dat er verdwijnen. Als er te weinig H+ en OH- ionen zijn en het product [H+ ] . [OH-] kleiner dan 10-14, zullen er meer watermoleculen splitsen dan gevormd worden totdat weer geldt [H+] . [OH-] = 10-14
Om aan te geven dat die waarde van het ionenconcentratieproduct een vaste waarde heeft noemt men deze waarde de waterconstante (Kw)
[H+]
=
100
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5
10-6
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
10-13
10-14
[OH-]
=
10-14
10-13
10-12
10-11
10-10
10-9
10-8
10-7
10-6
10-5
10-4
10-3
10-2
10-1
100
Kw
=
10-14
10-14
10-14
10-14
10-14
10-14
10-14
10-14
10-14
10-14
10-14
10-14
10-14
10-14
10-14
pH
=.
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
Waarde van Kw en de pH van zuiver water bij verschillende temperaturen
T (°C)
Kw (mol2 dm-6)
pH
0
0.114 x 10-14
7.47
10
0.293 x 10-14
7.27
20
0.681 x 10-14
7.08
25
1.008 x 10-14
7.00
30
1.471 x 10-14
6.92
40
2.916 x 10-14
6.77
50
5.476 x 10-14
6.63
100
51.3 x 10-14
6.14
3.3 Opgaven bij taak 3
Verklaart het waterevenwicht dat zuiver water een pH heeft
Verklaart het waterevenwicht hoe je uit de pH waarde van bijvoorbeeld pH=12 kunt afleiden dat [OH- ] = 0,01 ?
Verklaart het waterevenwicht dat je door verdunnen van een zuur of een base altijd uitkomt op pH =7
Verklaart het waterevenwicht dat een pH groter dan 7 betekent dat de oplossing basisch is?
Verklaart het waterevenwicht dat een zuur en een base elkaar neutraliseren?
Verklaart het waterevenwicht het geleidend vermogen van zuiver water?
Waarom is azijn minder zuur dan zoutzuur ook al is in beide oplossingen per liter evenveel mol zuur opgelost?
De pH van azijnzuur is wel 2 eenheden hoger dan van zoutzuur. Nog een aanwijzing levert weer de stroomgeleiding. Die azijn geleidt wel 100 keer minder goed dan zoutzuur. We gebruiken voor azijnzuur de korte aanduiding HAc (waterstofacetaat). Ac- staat voor het acetaat-ion CH3COO- . De officiële naam is overigens ethanoaat–ion . Maar acetaation is de gebruikelijke aanduiding.
Micro
We gaan ervan uit dat stroomgeleiding wordt veroorzaakt door ionen in de oplossing. Waarom geleidt azijn dan honderd keer slechter? Ligt het aan de soort ionen? Beide oplossingen bevatten voor de helft dezelfde soort ionen namelijk H+. Dan is het niet uit te leggen dat de ene oplossing 100 keer slechter geleidt.
Als het niet aan de soort ionen ligt kan het alleen liggen aan de aantallen ionen. Azijn zou dan dus veel minder ionen bevatten dan zoutzuur. Hoe kunnen we ons dat voorstellen?
Waterdipolen trekken de HCl moleculen uit elkaar in H+(aq) en Cl-(aq). Blijkbaar gaat dat heel goed. Als 1 mol waterstofchloride wordt opgelost in 1 liter water is de pH=0 dus [H+ ]= 1 M.
Het lijkt erop dat H+(aq) en Cl-(aq) niet of nauwelijks kunnen koppelen: de reactie HCl (aq) → H+(aq) + Cl-(aq) gaat maar één kant op. HCl wordt niet (of nauwelijks) teruggevormd.
Het uit elkaar halen – en uit elkaar houden - van H+ en Ac- gaat blijkbaar minder goed. Het grootste deel van de azijnzuurmoleculen lijkt ongesplitst.
Ook hier helpt het uitgaan van een evenwicht ons aan een verklaring:
Er worden door de waterdipolen wel azijnzuurmoleculen uit elkaar getrokken in H+(aq) en Ac- (aq) maar die H+(aq) en de Ac-(aq) vormen ook weer azijnzuurmoleculen. De watermoleculen kunnen deze twee ionen niet gescheiden houden. Het gevolg is dat er in azijn maar weinig vrije ionen en veel ongesplitste moleculen voorkomen. ( circa 1 op de 100 moleculen is gesplitst in huishoudazijn).
De twee reacties, splitsen en samengaan worden weergegeven als
HAc (aq) H+(aq) + Ac-(aq)
Er zijn maar een paar zure stoffen die vergelijkbaar met waterstofchloride in water (bijna) volledig splitsen. Omdat die stoffen water heel zuur maken noemt men deze zuren sterk.
Onthoud: de volgende stoffen zijn sterke zuren die in water volledig splitsen:
HCl, waterstofchloride HCl (aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
HNO3 salpeterzuur HNO3 (aq) → H+(aq) + NO3-(aq)
H2SO4 zwavelzuur H2SO4(aq) → 2 H+(aq) + SO42-(aq)
We gaan er dus van uit dat in een oplossing van een sterk zuur geen moleculen van het zuur aanwezig zijn. Alle moleculen zijn gesplitst in H+ ionen en negatieve ionen.
De overige zuren splitsen als ze oplossen maar voor een klein deel. Deze zuren heten zwak.
In oplossingen van zwakke zuren komen maar weinig H+ en bijbehorende negatieve ionen voor. De meeste moleculen van het zwakke zuur blijven ongesplitst.
Voorbeeld: H3PO4 (aq) H+(aq) + H2PO4-(aq) (Let op het evenwichtsteken!!!)
Taak 5 Basen
5.1 Sterke en zwakke basen
Sterke basen
Basen zijn stoffen die een H+ kunnen opnemen. Bij het oplossen van een base in water ontstaan er OH--ionen. Sterke basen zijn stoffen waarvan alle deeltjes in de stof een H+ opnemen bij oplossen. Voorbeelden van sterke basen zijn Na2O en Na2S. Oplossen van deze stoffen levert een basische oplossing volgens:
Na2O + H2O → 2 Na+ + 2 OH-
Na2S + H2O → 2 Na+ + HS- + OH-
Zwakke basen
Macro:
Ammoniakoplossing (de korte naam is ammonia) is basisch, de oplossing geleidt stroom. De stroomgeleiding van 1 M ammonia is vergelijkbaar met die van 1 M azijn. Ammoniak heeft formule NH3, we kennen ook het ammonium-ion: formule NH4+ .
Micro:
Het ammoniakmolecuul heeft nogal wat overeenkomsten met het watermolecuul. Hieronder zie je vier tekeningen van het ammoniak molecuul:
Waterdipolen en ammoniakdipolen kunnen waterstofbruggen vormen. Bijvoorbeeld zoals hiernaast weergegeven:
Als bij het breken van een ammoniak-water deeltje de breuk tussen waterstof en zuurstof optreedt ontstaan er ionen:
NH4+ en OH-
Ook nu weer kunnen de ionen door watermoleculen worden omringd en afgeschermd. Omdat ammonia veel minder goed geleidt dan natronloog nemen we aan dat maar een klein deel van de NH3 moleculen door een H+ te binden overgegaan in NH4+. Ook hier kan het model waarbij tegelijkertijd ionen ontstaan en weer verdwijnen verklaren dat er voortdurend ionen een constante hoeveelheid ionen aanwezig is.
De reactievergelijking wordt dan
NH3(aq) + H2O ⇆ NH4+(aq) + OH-(aq)
De oplosbare carbonaatzouten en de oplosbare fosfaatzouten geven net als ammoniak oplossingen met een pH groter dan 7.
Als natriumcarbonaat (soda) in water oplost verwacht je ionen:
Na2CO3 →2 Na+ + CO32-
Deze oplossing heeft een pH> 7. De oplossing moet dus OH- ionen bevatten. Het carbonaation kan H+ binden.
→
In formules:
CO32- + H2O → HCO3- + OH-
In de oplossing hechten watermoleculen zich aan de negatieve carbonaationen. Bij het loslaten kán de H+ aan het carbonaat blijven zitten. Zo ontstaan OH- ionen en dus een basische oplossing. Uit de minder basische pH van carbonaat-oplossingen (vergeleken met bv natronloog) kun je afleiden dat maar een deel van de carbonaationen is omgezet in waterstofcarbonaat-ionen en OH--ionen .
We noteren weer een dubbele pijl.
CO32-(aq) + H2O \(\rightleftharpoons\) HCO3- + OH-
Opgeloste fosfaationen zijn door hun grote negatieve lading nog aantrekkelijker voor een H+.
PO43- + H2O ⇆ HPO42- + OH-
Fosfaationen maken een oplossing behoorlijk basisch. Maar ook hier is maar een deel van de fosfaationen omgezet in monowaterstoffosfaationen en hydroxide ionen.
Taak 6 Evenwichten
Als stoffen reageren zou je verwachten dat die reactie pas stopt als een van beginstoffen opraakt. Toch zijn er veel gevallen waarbij dat niet gebeurt. Hoewel geen van de beginstoffen op is geraakt lijkt de reactie gestopt, er verandert niets meer. Soms is er een eenvoudige verklaring en hoeft er geen nieuw idee of model verzonnen te worden.
Bijvoorbeeld waarom stopt de reactie tussen aluminium en zuurstof voordat alle zuurstof of alle aluminium op is?
Welke verklaring ken jij hiervoor?
Waarom kan ijzer wel volledig doorroesten?
Maar andere gevallen laten zich niet eenvoudig verklaren.
Waarom in zuiver water ionen voorkomen, waarom azijnzuur in water minder ionen levert dan waterstofchloride? Als verklaring veronderstelden we dat twee tegengestelde processen tegelijkertijd plaatsvinden.
6.1 Van distikstoftetraoxide naar stikstofdioxide en terug
In de diepvries of koelkast is distikstoftetraoxidegas (N2O4 ) kleurloos. Door opwarmen ontstaat geleidelijk een steeds donkerdere bruine kleur. Bij 100 oC is de donkere kleur maximaal. Door afkoelen wordt de kleur weer lichter, in de diepvries verdwijnt de bruine kleur volledig. De bruine kleur is afkomstig van het gas stikstofdioxide NO2
De bruine kleur bij het opwarmen kun je verklaren door de reactie N2O4 → 2 NO2
De ontkleuring bij het afkoelen door de reactie 2 NO2 → N2O4 de omgekeerde reactie dus.
Chemici bedachten de verklaring dat de stabiele toestand bij kamertemperatuur niet ontstaat doordat elke reactie stopt maar doordat per seconde evenveel N2O4 verdwijnt door de eerste reactie, als dat er N2O4 gevormd wordt door de tweede reactie.
2 NO2 N2O4
Bij evenwicht wordt wat de ene reactie verandert, door de andere reactie hersteld. Daardoor verandert er niets aan de concentraties van de betrokken stoffen.
Men noemt deze toestand een chemisch of een dynamisch evenwicht. Vaak lees je ook gewoon de aanduiding evenwicht.
Maar concentraties veranderen natuurlijk ook niet als er helemaal niets gebeurt. Niet elke situatie in rust is een evenwicht. Er kan alleen sprake zijn van een evenwicht als alle stoffen die meedoen bij het evenwicht aanwezig zijn. Als niets verandert in een bepaalde toestand is het altijd de vraag of helemaal niets gebeurt óf dat (twee) elkaar tegenwerkende processen verlopen.
6.2 De micro-aanpak van evenwichten
Op microschaal stellen we ons voor dat in een oplossing van azijnzuur de azijnzuurmoleculen botsen op water en daarbij soms een H+ kwijtraken waarbij H3O+ en Ac- ionen ontstaan. Maar die + en - ionen kunnen ook weer elkaar treffen en overgaan in HAc en H2O :
HAc + H2O ⇆ H3O+ + Ac-
Bij de afleiding die volgt gaan we uit van een 1 liter oplossing. Het aantal mol HAc dat per seconde splitst noemen we de reactiesnelheid naar rechts: RS\(\rightarrow\)
Het aantal mol Hac dat per seconde teruggevormd wordt noemen we de reactiesnelheid naar links: RS\(\leftarrow\)
BIj evenwicht moet gelden
RS\(\rightarrow\)= RS\(\leftarrow\)
Op grond van deze aannames komen we tot de volgende formule: RS = kr. [ HAc] . [H2O]
in woorden: De reactiesnelheid is evenredig met de concentratie van HAc én de concentratie van H2O
Men noemt kr de evenredigheidsconstante (voor de reactie naar rechts). Die kr is echter niet helemaal een constante, een hogere temperatuur zorgt ervoor dat de reactie sneller verloopt en daarbij hoort een hogere waarde voor kr.
Voor de reactie naar links levert dezelfde redenering op dat: RS\(\leftarrow\)= kl . [H3O+] . [Ac-]
De eis voor het evenwicht was: RS\(\rightarrow\) = RS\(\leftarrow\)
We noemen de linkerkant van deze formule de concentratiebreuk.
Voor een evenwicht geldt dus dat die concentratiebreuk een vast waarde heeft. Die vaste waarde geldt echter alleen zolang de temperatuur niet verandert. Daarom wordt de constante vaak aangegeven als K(T).
Dat bij een evenwicht de concentratiebreuk een vaste waarde heeft, noemt men de evenwichtsvoorwaarde. Voor elk evenwicht kan een evenwichtsvoorwaarde worden opgesteld. ( daarover later meer).
6.3 Zuur- en baseconstante
De evenwichtsvoorwaarde voor het azijnzuurevenwicht hebben we zojuist als volgt gedefinieerd:
Bedenk nu dat de concentratie van water in water, de [H2O] een vrij vaste waarde heeft omdat in een liter water nu eenmaal ongeveer 1000 gram water zit en dat is maar liefst 55,5 mol water! . De hoeveelheid water die wordt omgezet door de reactie met HAc tot H3O+ is ten opzichte van die 55,5 vrijwel verwaarloosbaar. We kunnen stellen: de waterconcentratie [H2O] is een constante.
Als we die constante naar de andere kant van de vergelijking brengen (bij de andere constante K) dan krijgen we:
Dus zonder de concentratie van water in de concentratiebreuk. De bijbehorende constante Kz heeft de naam zuurconstante gekregen en die vind je overal in de chemische tabellenboeken en dus ook in BINAS tabel 49.
De baseconstante
Voor een ammonia-oplossing kan ook een formule voor de concentraties van NH3. NH4+ en OH- worden afgeleid.
Net als bij de zuurconstante kunnen we voor de base ammoniak een baseconstante definieren:
De evenwichtsvoorwaarde die je zojuist hebt afgeleid ziet er ls volgt uit: \({{[NH_4⁺]\cdot [OH⁻]}\over [NH_3]\cdot [H_2O]}=K\)
Ook hier is de waterconcentratie vrijwel constant en kunnen we schrijven:
waarbij Kb de baseconstante wordt genoemd. Zie tabel 49 BINAS!
6.4 Rekenen met zwakke zuren
Voor een zwak zuur geldt dat bij ‘oplossen’ in water slecht een deel van het zuur ioniseert volgens:
HAc (aq) + H2O H3O+(aq) + Ac-(aq)
De mate van ionisatie (= de ligging van het evenwicht) wordt gekarakteriseerd door de evenwichtsconstante Kz met bijbehorende evenwichtsvoorwaarde:
\({{[H_3O⁺]\cdot [Ac⁻]}\over {[HAc]}}= {K_z}\)
Je kunt hierin de verhouding herkennen tussen de concentraties van de stoffen aan de rechterkant van de evenwichtspijl en de concentraties van de stoffen aan de linkerkant van de evenwichtspijl, de mate van ionisatie dus.
Veel Kz waarden zijn experimenteel bepaald (en kunnen we opzoeken in bijv Binas tabel 49). Met deze Kz-waarde kunnen we bijvoorbeeld de de pH van een oplossing van een zwak zuur berekenen.
Voorbeeld: Bereken de pH van een 1,0 M oplossing azijnzuur
en reken uit met abc-formule:\(x = {-b \pm \sqrt{b^2-4ac} \over 2a}\\ a=1; b=1,7 \cdot 10^{-5}; c=-1,7 \cdot 10^{-5}\)
\(x = \pm 4,1 \cdot 10^{-3}\) waarbij de negatieve waarde natuurlijk een onzinantwoord geeft.
\(x = [H_3O^+]\)
\(pH=-log[H_3O^+]=2,38\)
De evenwichtsvoorwaarde die hoort bij bovenstaand evenwicht geldt niet alleen in een zuivere zwak-zuuroplossing maar ook in een medium waarin een hele hoop andere stoffen (incl. zuren en basen) zijn opgelost. Denk aan bloed of slootwater. Rekenen aan concentratie van stoffen wordt dan een stuk lastiger omdat de H+ niet meer gelijk is aan de Z- concentratie.
Laten we nog eens naar de evenwichtsvoorwaarde kijken:
\({{[H_3O⁺]\cdot [Ac⁻]}\over {[HAc]}}= {K_z}\)
Hier staat eigenlijk zoiets als: wat is de verhouding tussen geioniseerd/niet geioniseerd bij een bepaalde pH ([H3O+]). Met andere woorden: als we de pH van de oplossing (slootwater bijv. ) kennen dan kunnen we de verhouding van een zuur en zijn geconjugeerde base uitrekenen (mits we de Kz kennen uiteraard).
6.5 De zuurconstante, experimenteel
Metingen van pH en geleidend vermogen in oplossingen van zuren en basen moeten uitsluitsel geven over de vraag hoe goed het zojuist gepresenteerde model de werkelijkheid beschrijft. We doen een poging:
In onderstaande spreadsheet tref je een aantal gemeten pH-waarden aan van verdunningen van het zwakke zuur azijnzuur. Azijnzuur gedraagt zich volgens:
HAc (aq) H+(aq) + Ac-(aq)
Vul deze spreadsheet verder aan en laat zien:
hoe groter de concentratie azijnzuur hoe minder azijnzuur er splitst
de waarde van het quotient: \( {{[H⁺] \cdot [Ac⁻]} \over [HAc]}\) aardig constant is
Gebruik de volgende slimmigheden:
Met C geven we aan hoeveel mol HAc werd opgelost per liter. Dan geldt:
[HAc] + [Ac-] = C (gezond verstand)
[H+] x [OH-] = Kw
[H+] = [Ac-] + [OH-] (behoud lading, elektrische neutraliteit)
Ammoniumchloride is de officiële naam voor salmiak. Salmiak is een belangrijke smaakmaker voor drop. Ook pure salmiak wordt verkocht als lekkernij. Opgelost ammoniumchloride is een beetje zuur. Als je er natronloog bij doet ruik je ammoniakgas. Dat is helemaal niet lekker. We hebben ammoniak al leren kennen als een base. Ammoniumionen gedragen zich als zuur, ammoniakmoleculen gedragen zich als base.
Micro
Al 100 jaar geleden kwamen verschillende chemici op het idee dat zuren en basen bij elkaar horen.
Zuren zijn deeltjes die H+ afgeven (protondonor),
basen zijn deeltjes die H+ opnemen (proton-acceptor).
Als een zuur deeltje (bijvoorbeeld het ammonium ion NH4+ ) een H+ kwijtraakt krijg je een deeltje dat H+ kan opnemen (in dit voorbeeld NH3), een basisch deeltje dus.
Zo kun je stellen dat bij elk zuur een base hoort. De zuurrest, het deeltje dat overblijft als het zuur een H+ ion is kwijtgeraakt, is die base.
Bij het zuur NH4+ hoort de base NH3
Bij het zuur HAc hoort de base Ac-
Bij het zuur HCl hoort de base Cl-, alhoewel je je bij deze laatste kan afvragen of Cl- zijn H+ nog wel terugwil. HCl is immers een sterk zuur.
We noemen deze duo’s geconjugeerde zuurbasenparen. Geconjugeerd betekent zoiets als verbonden, bij elkaar horend.
In tabel 49 zijn een groot aantal zuur-base paren geordend naar sterkte. De getallen in de tweede kolom zijn een maat voor de sterkte van de zuren.
Bovenaan staan de sterkste zuren: Sterk betekent bij een zuur dat het afgeven van H+ heel goed gaat. De eerste 7 zuren zullen in water opgelost volledig splitsen in H+ en zuurrestionen.
De zuren die onder H3O+ staan zijn minder goed in het afgeven van H+, ze vallen allemaal onder de groep zwakke zuren. De allerlaatste in de rij, de zuren die lager staan dan water splitsen in water helemaal geen H+ af, die zijn verwaarloosbaar zwak.
Als je de zure deeltjes sorteert naar zuursterkte en je noteert naast elk zuur de bijbehorende (geconjugeerde) base staan ook die basische deeltjes gesorteerd. In tabel 49 staat nu bovenaan de slechtste base, de verwaarloosbaar zwakke base en onderaan de sterkste base.
7.2 reacties tussen zuren en basen
Bij de reactie tussen een zuur en een base wordt er een H+ overgedragen van het zuur naar de base. De reactie tussen een zuur en een base levert een nieuwe base op en een nieuw zuur
Zuur_1 + Base_2 → Zuur_2 + base_1
Als voorbeeld: azijnzuur met ammoniak
HAc + NH3 → NH4+ + Ac-
Hier vormen HAc en Ac- het eerste paar en NH4+ en NH3 het tweede paar
De vraag is natuurlijk of die reactie ook werkelijk verloopt want je zou hem net zo goed andersom kunnen noteren:
NH4+ + Ac-→HAc + NH3
Regels:
De zuren die in tabel 49 bovenaan staan, boven H3O+zijn sterk.
De zuren die in tabel 49 helemaal onderaan staan, onder H2O gedragen zich in water niet merkbaar als zuur, zijn ‘waardeloze’ zuren.
De basen die in tabel 49 bovenaan staan, boven H2O zijn zo zwak, dat ze water niet basisch maken, ze zijn ‘waardeloze’ basen.
De basen die in tabel 49 onderaan staan onder OH- zijn sterk.
Een zuur en een basisch deeltje reageren als het zure deeltje in tabel 49 hoger staat dan het basische deeltje.
Zouten die als negatief ion een basisch deeltje bevatten kunnen altijd opgelost worden in een oplossing van een sterk zuur, ook als het zout volgens tabel 45 niet oplost in water.
7.3. Oefenvragen taak 7
Bij de volgende oefeningen eerst in tabel 45 kijken of het zout in water oplost!
1. Welke pH verwacht je als je : (pH kleiner, gelijk of hoger dan 7)
calciumcarbonaat met water mengt
natriumcarbonaat met water mengt
natriumnitraat met water mengt
bariumsulfaat met water mengt
koper(II)oxide met water mengt
aluminiumhydroxide met water mengt
2. Geef de reactievergelijking van het proces wanneer men
calciumcarbonaat met zoutzuur mengt
natriumcarbonaat met zoutzuur mengt
natriumnitraat met zoutzuur mengt
bariumsulfaat met zoutzuur mengt
koper(II)oxide met zoutzuur mengt
aluminiumhydroxide met zoutzuur mengt
Stoffen die water basisch maken zijn ongeschikt als maagzuurremmers. Deze zouden in de mond al werken en heel vies smaken. Maagzuurremmers moeten pas in de maag ( bij pH tussen 1 en2 actief worden.)
3 Welke van onderstaande stoffen zijn geschikt als maagzuurremmers
Bepaal zo nauwkeurig mogelijk het kalkgehalte van een zelf te kiezen kalkhoudend materiaal (marmer, kalksteen, schelpen, eierschaal etc..). Gebruik een terugtitratie.
Optie 2:
Bepaal zo nauwkeurig mogelijk het fosforzuurgehalte van cola. Gebruik een titratie
Duik maar eens in de literatuur (module, internet,...), kom met een betrouwbaar voorschrift en voer de bepaling zodanig uit dat een betrouwbare uitkomst wordt verkregen.
Jullie docenten en TOA’s zullen jullie niet helpen en zullen geen tussenbeoordelingen geven. Onze rol is jullie aanmoedigen en beoordelen of de uitvoering veilig verloopt. Vóór dat jullie gaan experimenteren overhandig je aan jullie docent een TOA-formulier waarop je al je benodigdheden zet en een korte schets geeft van de door jou gekozen methode. Wij beoordelen slechts op veiligheids- en economische aspecten en tekenen indien in orde voor akkoord.
Na afloop van jullie analyses schrijf je een verslag volgende de natuurwetenschappelijke methode. We letten dit keer in het bijzonder op het aspect betrouwbaarheid en validiteit. Zorg er bijvoorbeeld voor dat je van iedere meting die je verricht beoordeeld hoe nauwkeurig die is en laat de nauwkeurigheid van je totale analyse tot uitdrukking komen in een juist aantal significante cijfers van je eindantwoord. Houdt er ook in je keuze voor te gebruiken materiaal rekening mee dat je een zo nauwkeurig mogelijke bepaling wilt doen.
Oefeningen voor toetsen
Toets modellen voor binding en zuren en basen deel I
Het arrangement Zuren en anti-zuren is gemaakt met
Wikiwijs van
Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt,
maakt en deelt.
Auteurs
Coen Klein Douwel
Je moet eerst inloggen om feedback aan de auteur te kunnen geven.
Laatst gewijzigd
2024-11-19 14:19:39
Licentie
Dit lesmateriaal is gepubliceerd onder de Creative Commons Naamsvermelding 4.0 Internationale 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.
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
IMSCC package
Wil je de Launch URL’s niet los kopiëren, maar in één keer downloaden? Download dan de IMSCC package.
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.
Studiewijer 24-25
