Welkom op deze wikiwijs over sterke zuren en basen. Je leert hier de kenmerken van zure en basische oplossingen, wat zuren en basen zijn en hoe je de zuurgraad (pH) van een oplossing kunt berekenen.
In de wikiwijs zijn naast uitleg van de theorie korte quiz-vragen opgenomen. Daarnaast werk je aan verschillende activiteiten: dit zijn practica of opgaven uit hoofdstuk 9 van het boek "Chemie" (6e editie).
Veel succes!
Zuurgraad: introductie
Je kunt vast wel een aantal stoffen of voedingsmiddelen opnoemen die zuur zijn. Maar deze zijn niet allemaal even zuur. We geven dit aan met de zuurgraad, de pH.
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 neutrale oplossing.
Een oplossing met een pH > 7 heet een basische oplossing.
In praktijk heeft de pH bijna altijd een waarde tussen 0 en 14. Maar een hogere pH dan 14 en zelfs een negatieve pH is in zeldzame gevallen mogelijk. Een beroemd voorbeeld is het water uit een ijzermijn in Redding in de VS. Hier werd maar liefst een pH van -3,6 gemeten!
De pH waarde van enkele bekende producten / stoffen
Zuur-base-indicatoren
Bekijk de volgende korte video als introductie op zuur-base-indicatoren:
Rode koolsap als zuur-base-indicator
Indicatoren: het omslagpunt
Een zuur-base-indicator is een kleurstof die gevoelig is voor de pH van de oplossing. 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.
In onderstaande figuur staan de omslagtrajecten van enkele veel gebruikte pH-indicatoren. In BINAS tabel 52A vind je meer indicatoren.
Sommige indicatoren hebben zelfs twee omslagtrajecten. Kijk maar eens in BINAS 52A naar thymolblauw: deze komt twee keer voor in de tabel.
Het eerste omslagtraject van thymolblauw ligt tussen pH 1,2 en 2,8:
Is de pH lager dan 1,2 dan heeft de indicator een rode kleur
Is de pH hoger dan 2,8 dan heeft de indicator een gele kleur
Zit de pH tussen de 1,2 en 2,8 in dan heeft de indicator een oranje kleur: de mengkleur van rood en geel!
Daarnaast heeft thymolblauw een tweede omslagtraject tussen pH 8,0 en 9,6. Test eens met onderstaande vraagjes of je de tabel goed snapt!
Universeel indicator
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
Korte oefening indicatoren
Sluit het onderwerp zuur-base-indicatoren af met onderstaande korte oefening.
Activiteit 1
Maak nu de opdrachten 3 en 4 uit "Chemie" in je schrift. Deze gaan over het bepalen van de pH met zuur-base-indicatoren.
Activiteit 2
Je docent heeft het bijgevoegde practicumwerkblad uitgeprint. Voer hiermee het practicum "Samenstelling van maagsap" uit en beantwoord de bijbehorende vragen.
In het practicum "samenstelling van maagsap" heb je een oplossing van natriumchloride en van waterstofchloride vergeleken. Als het goed is heb je kunnen concluderen dat zure eigenschappen van de oplossing van waterstofchloride veroorzaakt worden door de aanwezigheid van het H+ ion.
Een H+-ion (noemen we ook wel een proton) 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.
Belangrijk: een zure oplossing bevat H3O+ ionen.
Het oxoniumion H3O+, meestal hydroniumion genoemd Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Zuren: definitie
Om een waterige oplossing zuur te maken hebben we dus een bron van H+ ionen nodig. Deeltjes die zo'n H+ ion kunnen afstaan noemen we zuren.
Belangrijk: een zuur is een stof die een H+ ion kan afstaan.
Omdat een H+ ion hetzelfde is als een proton noemen een we een zuur ook wel een protondonor.
Zuren die één H+-ion per molecuul kunnen afstaan noemen we eenwaardige zuren (bijvoorbeeld salpeterzuur, HNO3).
Zuren die twee H+-ionen kunnen afstaan noemen we tweewaardige zuren (zoals zwavelzuur, H2SO4).
Fosforzuur, H3PO4,is een driewaardig zuur; het kan in principe 3 H+ ionen afsplitsen.
Sterke zuren
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 wezoutzuur. Zoutzuur bevat geen intacte HCl-moleculen meer.
De notatie voor zoutzuur is dan ook niet HCl(aq), maar H3O+(aq) + Cl-(aq). Naast sterke zuren kennen we ook zwakke zuren, maar deze komen voorlopig nog niet aan bod...
Belangrijk: sterke zuren in water noteren we altijd als H3O+ en het zuurrestion!
Sterke zuren staan bij oplossen altijd zoveel mogelijk H+ ionen af aan het water. Er blijft dan een negatief ion over: het zuurrestion. Hieronder staat een tabel met de belangrijkste sterke zuren. Je kunt de meeste namen en formules terugvinden in BINAS tabel 66A en 66B, maar omdat je ze erg vaak nodig hebt kun je ze beter uit het hoofd leren!
Activiteit 3
Maak nu de opdrachten 7 en 8 uit het boek "Chemie". Hierbij test je jouw kennis over zuren.
Basen
Basische oplossingen
Basische oplossingen kun je vaak herkennen aan:
de smaak is bitter, scherp en zeepachtig.
ze ontzuren zure oplossingen.
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 zeepsop en ammonia.
Basen: definitie
De aanwezigheid van hydroxide (OH-) ionen in een basische oplossing kunnen we verklaren door een base te omschrijven als een stof die een proton (H+) kan opnemen. We noemen het ook wel een protonacceptor.
Belangrijk: een base is een stof die een H+ kan opnemen.
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. De OH- ionen kunnen in een evenwichtsreactie H+ ionen van een watermolecuul opnemen. Er ontstaat dan echter weer een OH- ion en water, dus verandert er eigenlijk niets:
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 het zout natriumoxide:
Het O2--ion fungeert hier 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 oorspronkielijke watermolecuul blijft OH- over en het oxide-ion gaat zelf ook over in OH-.
Belangrijke basen
Naast deze sterke basen bestaan er nog tal van zwakke basen. Dat zijn stoffen die weliswaar een H+ van water kunnen opnemen waardoor OH- ontstaat, maar dat doen ze maar heel beperkt (het is een evenwichtsreactie). We komen hier echter pas later in het jaar in detail op terug.
In de tabel hieronder staan enkele belangrijke basen en hoeveel protonen ze maximaal kunnen opnemen. Je kunt ze eventueel terugvinden in BINAS tabel 66B, maar probeer ze uit het hoofd te leren!
Belangrijke basische oplossingen
Leer de onderstaande triviale namen voor veelvoorkomende basische oplossingen:
Natronloog: Na+(aq) + OH-(aq)
Kaliloog: K+(aq) + OH-(aq)
Barietwater: Ba2+(aq) + 2 OH-(aq)
Kalkwater: Ca2+(aq) + 2 OH-(aq)
Carbonaat
Het oplossen van een carbonaatzout (bijvoorbeeld Na2CO3) kan een basische oplossing geven omdat een deel van de carbonaat-ionen met water reageert:
Wanneer het carbonaat (CO32-) en waterstofcarbonaat (HCO3-) ion echter het maximale aantal H+ ionen opnemen (bijvoorbeeld als we een zuur toevoegen) nemen we iets opmerkelijks waar. Er ontstaat koolzuurgas: H2CO3:
CO32-(aq) + 2 H3O+(aq) → H2CO3 (aq) + 2 H2O (l)
Dit gas is echter zeer instabiel en valt direct uiteen in koolstofdioxide en water:
H2CO3 (aq)→ H2O (l) + CO2(g)
Je kan dit eenvoudig zien: de oplossing gaat bruisen omdat het koolstofdioxide als gas wil ontsnappen! Netto zou onze reactie tussen carbonaat en een overmaat zuur dan ook worden:
CO32-(aq) + 2 H3O+(aq) → 3 H2O (l) + CO2(g)
Overigens geldt hetzelfde voor H2SO3 (aq). Als dit zuur ontstaat valt het direct uiteen in H2O (l) en SO2 (g).
Ammonia
Een oplossing van ammoniak in water noemen we ammonia. Deze oplossing is basisch omdat de ammoniak moleculen reageren als base:
Ook hier neemt slechts een klein deel van de ammoniak-moleculen een proton op, maar daar gaan we nu niet verder op in.
Basen kort samengevat
Korte video-samenvatting over basen
Activiteit 4
Probeer nu de opdrachten 11, 12, 14 en 15 uit "Chemie" te maken om te kijken of je de theorie over basen hebt begrepen!
Reacties tussen zuren en basen
Een zuur-base reactie is een reactie waarbij protonoverdracht optreedt. Het zuur staat een H+ (een proton) af en de base neemt deze op. Om een zuur-base reactie op te stellen kun je het volgende stappenplan gebruiken:
Maak een deeltjes inventarisatie:
Noteer de losse ionen van een zout
Noteer oplossingen van een sterk zuur of sterke base als gesplitste ionen en H3O+ of OH-
Weet je de formule van een stof niet? Kijk eens in BINAS tabel 66A en B!
Noteer welk van deze deeltjes het zuur is en welke de base
Hoeveel H+ kan dit zuur afstaan? Hoeveel H+ kan deze base opnemen?
Als er geen extra gegevens zijn gegeven laat je net zoveel H+ afstaan door het zuur als opnemen door de base. Dit kun je doen door de molverhouding aan te passen in de vergelijking.
Is er een overmaat genoemd: kijk dan hoeveel H+ er beschikbaar is / opgenomen kan worden. Wellicht dat een meerwaardig zuur / base nu niet al zijn H+ afstaat / opneemt...
Noteer de reactievergelijking:
Als er een vaste zout als beginstof is gegeven deze ook als vaste stof voor de pijl noteren.
Streep tribune-ionen eventueel weg.
Geef toestandsaanduidingen als daarom gevraagd wordt.
Check op bijzonderheden (vaak genoemd als waarneming in de vraag)
Let op het ontstaan van eventuele instabielezuren (H2CO3, H2SO3): deze reageren direct door tot respectievelijk koolstofdioxide en zwaveldioxide.
Let op het onstaan van een eventuele neerslag.
Zuur-base reacties: voorbeelden
Voorbeeld 1: reactie tussen zoutzuur en natronloog
Voorbeeld 2: reactie tussen zoutzuur en vast calciumcarbonaat
Voorbeeld 3: reactie tussen barietwater en verdund zwavelzuur
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.
Activiteit 5
Kijk of je nu zelf zuur-base reacties kunt opstellen: maak opdrachten 17, 18, 20 en 21 uit "Chemie".
Zuurgraad: theorie (pH en pOH)
de 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 basische oplossingen kunnen we de basegraad berekenen, maar normaal gebruiken we ook voor basische oplossingen de pH. Je kunt de basegraad (pOH) en de zuurgraad (pH) gemakkelijk in elkaar omrekenen omdat er een vast verband blijkt te zijn. Dit verband is af te leiden uit het waterevenwicht.
Het waterevenwicht (verdiepingsstof)
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, dat praktisch niet te meten is. 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: we hebben eerder bij het thema chemische evenwichten geleerd dat stoffen met de toestandsaanduiding (s) of (l) het vaste getal 1 krijgen in de conentratiebreuk. De evenwichtsvoorwaarde kunnen we nu omwerken tot:
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
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:
Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Je kunt uit het bovenstaande plaatje goed zien dat we de drie soorten oplossingen kunnen beschrijven aan de hand van de concentraties H3O+ en/of OH-. Kijk maar eens naar onderstaande overzicht. Daaruit blijkt bijvoorbeeld duidelijk dat óók een neutrale oplossing toch nog H3O+ en OH- ionen bevat!
de pOH
Vergelijkbaar met het uitdrukken van de zuurgraad in de pH kunnen we de basegraaduitdrukken in de pOH :
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. Deze kunnen we afleiden uit de evenwichtsvoorwaarde die hoort bij het waterevenwicht:
Bij 298 K geldt: pKw= - log 1,0.10-14= 14,00. Dus bij 298K geldt pH + pOH = 14,00. Zo kun je altijd de pH en pOH in elkaar omrekenen! Voor andere temperaturen kun je de waarde van de Kw eventueel terugvinden in BINAS tabel 50A.
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
pH berekeningen van zuren en basen in oplossing
Opgeloste zuren
Voor zure oplossingen (pH < 7) gebruik je de volgende twee formules voor het rekenen aan de zuurgraad:
berekenen van de pH uit een bekende concentratie H3O+: pH = - log [H3O+(aq)]
berekenen van de concentratie H3O+ uit een bekende pH: [H3O+(aq)] = 10-pH
Het symbool "p" gebruiken we binnen de scheikunde als afkorting voor "de - log" van iets. Let goed op het minteken in de formules (zoals in de exponent van de tweede formule)!
Opgeloste basen
Voor basische oplossingen (pH > 7) is de concentratie H3O+ echter zeer klein en gebruiken we in plaats daarvan de concentratie OH-. Om toch ook voor basische oplossingen met de zuurgraad (pH) te kunnen rekenen kun je de volgende formules toepassen:
berekenen van de pOH uit een bekende concentratie OH-: pOH = - log [OH-(aq)]
berekenen van de concentratie OH- uit een bekende pOH: [OH-(aq)] = 10-pOH
Bij basische oplossingen voeren we het rekenwerk uit met de pOH (en niet direct met de pH)!
Je zult een gegeven of gevraagde pH dan ook moeten omrekenen met de volgende formule:
omrekenen van pH en pOH: pH + pOH = 14,00 (bij 298K)
Je kunt de formules terugvinden in BINAS tabel 38A, maar het is veel verstandiger ze uit het hoofd te leren!
Significantie
Bij pH berekeningen hebben we aangepaste regels voor de significantie. We tellen in de pH namelijk alleen het aantal cijfers achter de komma mee als significante cijfers.
Zo is heeft bijvoorbeeld een pH van 12,01 slechts 2 significante cijfers. Ga je hiermee rekenen, dan zal jouw antwoord ook 2 significante cijfers moeten hebben!
pH berekeningen bij verdunnen
Verandering van pH bij verdunnen
Bij verdunnen van een zure of basische oplossing zal de pH altijd richting de 7 gaan. De pH van een zure oplossing zal dus stijgen bij verdunnen, de pH van een basische oplossing zal dalen.
Verdunnen van een zure oplossing
Je kunt de nieuwe pH als volgt berekenen:
Bereken het originele aantal mol H3O+. Vaak kan dat uit de gegeven concentratie zuur of de gegeven pH.
Bereken het totale volume na verdunning. Dit is dus het beginvolume + de toegevoegde hoeveelheid water.
Bereken de concentratie H3O+ na het verdunnen: het aantal mol H3O+ uit stap 1 delen door het eindvolume (in L) uit stap 2.
Bereken tot slot de pH uit de berekende concentratie H3O+ uit stap 3.
Verdunnen van een basische oplossing
Bereken het originele aantal mol OH-. Vaak kan dat uit de gegeven concentratie base. Als de pH is gegeven zul je deze eerst moeten omrekenen naar de pOH!
Bereken het totale volume na verdunning. Dit is dus het beginvolume + de toegevoegde hoeveelheid water.
Bereken de concentratie OH- na het verdunnen: het aantal mol OH- uit stap 1 delen door het eindvolume (in L) uit stap 2.
Bereken tot slot de pOH uit de berekende concentratie OH- uit stap 3.
Reken de pOH uit stap 5 om in de pH.
Zuurgraad: voorbeeldberekeningen
In onderstaande video laat docent Sieger Kooij een aantal voorbeeldberekeningen zien met de pH en pOH. Hij gebruikt hierin echter de concentratie H+ in plaats van H3O+ ionen.
Daarnaast kun je hier enkele basis voorbeelden vinden voor pH berekening aan oplossingen van sterke zuren en basen.
HCl is een sterk eenwaardig zuur; de [H3O+] is dus gelijk aan de molariteit van het zuur.
[H3O+] = 0,020 mol/L
pH = - log [H3O+] = - log 0,020 = 1,70.
molariteit zuur berekenen bij bekende pH
De pH van een zwavelzuuroplossing is 1,80. Wat is de molariteit van deze zwavelzuuroplossing?
H2SO4 splitst volledig in ionen, want het is een sterk zuur:
H2SO4 (l) + 2 H2O→ 2 H3O+ (aq) + SO42- (aq)
Uit de pH kan de [H3O+] berekend worden:
[H3O+] = 10-pH = 10-1,80 = 0,016 mol L-1
Uit de vergelijking van het oplossen kun je afleiden dat de concetratie H2SO4 (l) 2x kleiner is dan de concentratie H3O+. Dus de molariteit van het zwavelzuur is 0,0080 mol L-1
pH van een zure oplossing berekenen na verdunning
Bereken de pH van een 0,10 M salpeterzuuroplossing.
Dus: bij het verdunnen van een base daalt de pH (richting de 7).
Activiteit 6
Maak opdrachten 23, 27, 29 en 30 uit "Chemie" om te kijken of je het rekenen met de zuurgraad hebt begrepen. Voor vraag 30 moet je ook alvast de uitleg over "zuur-base-reacties" bekeken hebben.
Vind je bovenstaande opgaven lastig? Oefen dan extra met opdrachten 25 en 28!
Als hulpmiddel kun je eventueel de uitgewerkte voorbeelden onder het kopje "zuurgraad: voorbeeldberekeningen" bestuderen. Hier staan alle soorten basisberekeningen kort uitgelegd.
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
Onderstaande video's laten de belangrijkste stappen zien voor het werken met een pipet en de buret.
Let o.a. goed op het aflezen van de buretstand (in 2 decimalen!)
Uitleg over het gebruik van de pipet
Uitleg over het gebruik van de buret en pipet
Voorbeeldberekening titratie
Azijnzuur heeft als formule CH3COOH. Het kan 1 H+ afstaan waarna er ethanoaat (CH3COO- ) overblijft.
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.
Activiteit 7
Probeer vraag 22 uit "Chemie" te maken.
Activiteit 8
Voer nu het practicum "Titratie maagzuurtabletten" uit en beantwoord de vragen bij dit practicum. Je krijgt van je docent onderstaande werkblad op papier.
Het arrangement Sterke zuren en basen is gemaakt met
Wikiwijs van
Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt,
maakt en deelt.
Auteur
Galvin Vredenburg
Je moet eerst inloggen om feedback aan de auteur te kunnen geven.
Laatst gewijzigd
2016-10-22 07:53:30
Licentie
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.
Practicumvoorschrift "Samenstelling van Maagsap"
