Gesamenvat sk se2

Scheikunde hoofdstuk 8 en 9
VWO 5 SE 2
Hoofdstuk 8
§2
Een oplossing kan zuur, basisch of neutraal zijn. Om het verschil in zuurgraad in een
getal te kunnen uitdrukken gebruik je de pH. Is de pH < 7 is de stof zuur, is de pH > 7
is de stof basisch en is de pH gelijk aan 7 is de stof neutraal. Stoffen die in een zure
oplossing een andere kleur hebben dan in een oplossing die niet zuur is, noemen we
indicatoren.
Een voorbeeld van een indicator is de stof lakmoes, die voorkomt in twee kleuren:
blauw en rood. De kleur van de lakmoes hangt af van de zuurgraad. In een zure
oplossing kleurt het rood, in een basische oplossing kleurt het blauw en in een
neutrale oplossing houdt het z’n oorspronkelijke kleur. Om nauwkeuriger de pH
waarde te berekenen kun je universeel indicatorpapier gebruiken, waarop een
mengsel van verschillende indicatoren is aangebracht. Er zijn ook een aantal
oplossingen van kleurstoffen bruikbaar als indicator, een aantal hiervan zijn te vinden
in Binas tabel 52A.
§3
Zure oplossingen kunnen stroomgeleiden en bevatten dus ionen. Als je een zuur in
water oplost, wordt er 1 of meerdere H+ ionen afgegeven aan het water. Hierdoor
ontstaat H3O+ dat we een oxoniumion noemen.
Niet alle zuren kunnen evengoed stroom geleiden in water. Een zuur als HCl(aq)
geleidt goed stroom en de geleiding is ook recht evenredig met de molariteit van de
oplossing. Een zuur als CH3COOH daarentegen geleidt minder goed en ook niet
recht evenredig. Dit komt doordat HCl een voorbeeld is van een sterkzuur, wat
volledig splitst in ionen en CH3COOH een voorbeeld is van een zwakzuur wat maar
gedeeltelijk splitst en dus een evenwichtsreactie is.
Een oplossing van een sterkzuur noteer je als de ionen in de oplossing:
HNO3 (l) + H2O (l) → H3O+ (aq) + NO3 – (aq) Oplossing: H3O+ (aq) + NO3–
(aq)
Een oplossing van een zwakzuur noteer je als het zuur zelf:
HCN (aq) + H2O (l) ⇄ H3O+ (aq) + CN- (aq)
§4
Oplossing: HCN
Een zuur dat maar één H+-ion kunnen afstaan noemen we een eenwaardig zuur,
zuren die in staat zijn meer dan één H+-ion af te staan, noemen we meerwaardige
zuren. Een meerwaardig zwakzuur verliest in het water maar één H+-ion.
Je hebt veel verschillende soorten zuren, al deze zuren kun je indelen in 3 groepen.
Als eerste heb je de organische zuren, deze bestaan uit een koolstofskelet en een
(carbon)zuur (-COOH-groep). Alleen de H+- ionen die aan het zuur vastzitten kunnen
worden afgestaan en de H+-ionen aan de koolstoffen niet.
Daarnaast heb je ook nog zuren zonder koolstofskelet, de anorganische zuren.
Voorbeelden hiervan zijn HCl, HNO3, H2SO4, etc. Twee bijzonder anorganische
zuren zijn ‘koolzuur’ en ‘zwaveligzuur’, dit zijn instabiele zuren. Bijde splitsen gelijk
als ze in water komen:
koolzuur:
CO2 + H2O (H2CO3)
Zwaveligzuur:
SO2 + H2O (H2SO3)
beide zuren zijn tweewaardig, maar omdat het zwakke zuren zijn, verliezen ze in
water maar één H+-ion.
CO2 (aq) + 2 H2O (l) ⇄ H3O+ (aq) + HCO3- (aq)
Tot slot kunnen ook sommige positieve of negatieve ionen als zuur reageren. Er
kunnen bijvoorbeeld bij het oplossen van een zout in water vrije ionen ontstaan die
zich als een zuur kunnen gedragen.
§5
De zuurgraad van een oplossing hangt af van de hoeveelheid H3O+-ionen in de
oplossing. De pH van een oplossing kun je naast meten ook berekenen met de
formule:
pH = -log[H3O+]
Omgekeerd kun je vanuit de pH ook de H3O+ concentratie berekenen:
[H3O+] = 10-pH
De significantie regel bij pH (en pOH) berekeningen is:
Het aantal significante cijfers in de [H3O+] = het aantal decimalen in de pH
Om de pH te berekenen heb je dus eerst de H3O+ concentratie uitrekenen. De pH
van een sterkzuur kun je rechtstreeks berekenen uit de molariteit van de oplossing.
De pH van een oplossing van een zwakzuur berekenen is ingewikkelder, omdat deze
niet volledig splitst in ionen. Omdat er sprake is van een evenwicht kun je een
evenwichtsvoorwaarde opstellen, deze is, zoals behandelt in H7, alleen afhankelijk
van de temperatuur. Omdat de H2O in veel hogere concentratie aanwezig is dan de
andere stoffen, kun je dit ook een constante noemen. Je krijgt dan i.p.v. de K, de Kz,
de zuurconstante. Deze is net als de evenwichtsconstante alleen afhankelijk van de
temperatuur. Hoe lager de Kz waarde, des te zwakker het zuur. Een aantal Kz
waardes kun je vinden in Binas tabel 49.
Vb) een oplossing van HF (zz) heeft een molariteit van 2,5 M
HF (aq) + H2O (l) ⇄ H3O+ (aq) + F- (aq)
Kz = [H3O+][F-] / [HF]
6,3•10-4 = x2 / 2,5 – x → x = 0,039 = [H3O+]
pH = -log 0,039 = 1,41
Je kunt de x berekenen door de x onder de deelstreep weg te denken, de x te
berekenen, de gevonden x voor de x onder de deelstreep in te vullen en opnieuw de
x te berekenen. Dit doe je net zo lang tot dat het verschil in x’en dat je vindt
verwaarloosbaar is.
Kz = x2 / (HZ – x)
Hoofdstuk 9
§2
Oplossingen met een pH waarde groter dan 7 zijn basische oplossingen. Een base is
de tegenhanger van een zuur en is dus een deeltje dat een H+-ion kan opnemen. In
een basische oplossing zijn altijd OH—ionen aanwezig.
Net als bij de zuren heb je sterke bases die een aflopende reactie vormen met water
en zwakke bases waarbij een evenwichtsreactie met water ontstaat.
Als een zwakke base een H+-ion opneemt, ontstaat een zwak zuur dat weer een
H+-ion kan afgeven zoals CH3COO- en CH3COOH. Ze vormen een geconjugeerd
zuur-basepaar.
§3
Veel basen zijn negatief geladen ionen, net als de zuren staan deze in Binas tabel 49
gerangschikt van sterkst naar zwakst. In deze tabel staan geen zouten. Om te zien of
een zout basisch is moet je dus opzoek gaan naar het negatieve ion in het zout,
vervolgens kijk je of het zout goed of slecht oplosbaar is, bv. in Binas tabel 45A.
Een goed oplosbaar zout met een sterk basisch ion reageert direct met het water als
je het in water oplost en schrijf je dus in 1 reactie vergelijking.
Na2O (s) + H2O (l) → 2 Na+ (aq) + 2 OH- (aq)
Bij een slecht oplosbaar zout met een sterk of zwak basisch ion verloopt geen reactie
tussen de base en het water wanneer je het zout in water brengt.
Bij een goed oplosbaar zout met een zwak basisch ion schrijf je 2 vergelijkingen op,
eerst de oplosvergelijking van het zout in water en daarna de evenwichtsreactie
tussen het basische ion en het water.
NaF (s) → Na+ (aq) + F- (aq)
F- (aq) + H2O (l) ⇄ HF (aq) + OH- (aq)
Meerwaardige zwakke basen nemen meestal maar 1 H+-ion op uit water, je noteert
dus ook maar 1 reactie. Meestal kun je aan de lading van het ion zien hoeveel
waardig het is, maar er zijn altijd uitzonderingen. Zo is HSO4- geen base (zzb).
Er is ook een moleculaire stof die reageert als base, de amine. NH3 kan een H+-ion
opnemen en zo een base vormen.
Voor de notatie van basische oplossingen gelden dezelfde regels als voor de notatie
van zure oplossingen, zie H8§3.
§4
In basische oplossingen komen OH—ionen voor, de sterkte van een basische
oplossing kun je weergeven m.b.v. de pOH.
pOH = -log[OH-]
[OH-] = 10-pOH
toch wordt de sterkte van een basische oplossing eigenlijk altijd weergegeven m.b.v.
de pH waarde. Er bestaat dan ook een verband tussen de pH en de pOH
[H3O+] x [OH-] = 1,0•10-14
pH + pOH = 14,00
Het verband tussen pH en pOH kun je ook afleiden met het waterevenwicht:
K = [H3O+][OH-] / [H2O][H2O] → Kw = [H3O+][OH-]
De pH van zuiver water is 7,00 ⇒ Kw = (1,0•10-7)2 = 1,0•10-14
En als je links en recht weer de negatieve logaritme neemt krijg je:
pKw = pH + pOH = 14,00
T= 298K
Kw noem je de waterconstante, net als de evenwichtsconstante is deze alleen
afhankelijk van de temperatuur. De waarde van Kw bij andere temperaturen kun je
vinden in Binas tabel 50.
Het berekenen van de pOH bij een base, werkt hetzelfde als de pH berekenen bij
een zuur. De Kb, de baseconstante kun je vinden in Binas tabel 49. De uitleg over
hoe je de pOH kunt berekeningen, vind je bij H8§5.
§5
Een zuur is een deeltje dat een H+ kan afstaan en een base is een deeltje dat een H
+ kan opnemen. Als je een zure en een basische oplossing bij elkaar ingooit, zal er
een zuur-basereactie verlopen.
Voor het opstellen van een reactievergelijking van een zuur-basereactie volg je de
volgende stappen:
Stap 1:
Noteer de formules van alle deeltjes die aanwezig zijn
(denk hierbij aan de notatie regels H8§3)
Stap 2:
Bepaal welk deeltje het sterkste zuur is en welk de sterkste base
Stap 3:
Stel de reactievergelijking van de reagerende deeltjes op
(Als er een meerwaardige base is en een overmaat zuur, zal de base meerdere H+ionen opnemen. Omgekeerd geldt hetzelfde)
→ of ⇄
SZ + SB →
SZ + ZB →
ZZ + SB →
ZZ + ZB ⇄
Voor voorbeelden over het opstellen van zuur-basereacties zie TB blz. 48/49
§6
Als je de molariteit van een zure of basische oplossing wil bepalen kun je gebruik
maken van een zuur-basetritatie. Je voegt dan bv. aan een zuur van onbekende
molariteit een base van bekende molariteit toe, totdat je het punt hebt bereikt waarop
alle zure deeltjes hebben gereageerd, het equivalentiepunt. Dit punt ligt ergens rond
de pH waarde van 7 en kun je dus vinden m.b.v. een indicator met een omslagtraject
tussen pH 6 en 8.
Als je een sterk zuur en een sterke base titreert ligt het equivalentiepunt bij een pH
van 7. Titreer je een ZZ en een SB of een SZ en een ZB zal er altijd een beetje zuur
of base overblijven, de pH waarde is dan ook geen 7.
ZB + SZ → pH bij het equivalentiepunt onder de 7
SB + ZZ → pH bij het equivalentiepunt boven de 7
Vb) CH3COOH (aq) + OH- (aq) → CH3COO- (aq) + H2O (l)
Er ontstaat een zwakke base, er zullen dus ook wat OH- in de oplossing aanwezig
zijn en de pH is dus niet exact 7.
Titreren is een kwantitatieve analysemethode, dat betekent dat er hoge eisen worden
gesteld aan de nauwkeurigheid van het glaswerk. Er wordt gebruik gemaakt van een
volpipet (voor de stof van onbekende molariteit) en een buret (om de stof van
bekende molariteit toe te druppelen). Als je een vaste stof oplost voordat je gaat
titreren of een oplossing moet worden verdunt, maak je gebruik van een maatkolf.
Aantekeningen en tabellen
Binas tabel: 45A, 49, 50 en 52A
Zuur:
-
Formule begint met H
-
Formule met COOH
-
Ammonium ion (NH4+) en
alles wat daarvan afgeleid is
-
Bepaalde metaalionen
Base:
-
Negatief geladen deeltje
-
Formule met COO-
-
NH3 (NH2-) en alles wat
daarvan afgeleid is
Je hebt 3 verschillende soorten titratie
-
Directe titratie (1)
-
Terug titratie (2)
-
Indirecte titratie (3)
Naam Formule
Naam Formule
Waterstofchloride
HCl
Fosforzuur
H3PO4
Zwavelzuur H2SO4
Waterstofcyanide
Koolzuur
Salpeterzuur HNO3
Waterstofbromide HBr
Waterstofsulfide
HCN Waterstofjodide
CO2 + H2O (H2CO3)
H2S
HI
ZwaveligzuurSO2 + H2O (H2SO3)
Een aantal anorganische zuren
Een aantal belangrijke basen
Naam Formule
Naam Formule
Hydroxide-ion
OH-
Oxide-ion
Monowaterstoffosfaation HPO42-
O2-
Carbonaation
CO32-Sulfietion
Waterstofcarbonaation
Sulfide-ion
S2-
Fosfaation
HCO3-
Acetaation
Waterstofsulfide-ion HS-
PO43-
SO32Cyanide-ion CN-
CH3COO-
Ammoniak
NH3
Een aantal belangrijke basische oplossingen
Naam Notatie
Ammonia
NH3 (aq)
Natronloog
Na+ (aq) + OH- (aq)
Kaliloog
K+ (aq) + OH- (aq)
Barietwater Ba2+ (aq) + 2 OH- (aq)
Kalkwater
Ca2+ (aq) + OH- (aq)