HB + en B vormen een zuur-base koppel.

V5
Scheikunde H8 Zuren en Basen
Hoofdstuk 8 Zuren en Basen; pH
8.1 pH en pH-metingen
Een zuurgraad of pH is een getal dat aangeeft in welke mate een oplossing zuur, basisch of neutraal is:
pH < 7,0
pH ≈ 7,0
pH > 7,0
zure oplossing
neutrale oplossing
basische oplossing
Een pH-indicator (of indicator) is een stof die door middel van zijn kleur aangeeft tussen
welke waarden de pH van een oplossing ligt.
Het omslagtraject, is een gebied waarin een indicator omslaat van zuur naar basisch (of andersom)
en waarin het dus niet duidelijk is wat de pH is omdat er geen duidelijke kleur is.
8.2 Zure oplossingen; zuren
Een zure oplossing bevat H+ ionen. Het H+ ion is gehydrateerd; het is met één watermolecuul zo sterk
gebonden, dat er een covalente (polaire) binding gevormd wordt.
Een zure oplossing bevat H3O+(aq) ionen.
Vb.
Waterstofchloride HCl(g) oplossen:
HCl + H2O  H3O+ + Cl-
Zo’n reactie wordt de ionisatie van een zuur genoemd. De oplossing HCl in water heet zoutzuur.
Niet alleen moleculen kunnen H+ ionen afstaan, er zijn ook ionen die dat kunnen.
Vb.
Natriumwaterstofsulfaat NaHSO4 oplossen
𝑜𝑝𝑙𝑜𝑠𝑠𝑒𝑛
𝑁𝑎𝐻𝑆𝑂4 →
𝑁𝑎+ + 𝐻𝑆𝑂4−
HSO4- +H2O  H3O+ + SO42Een zuur is een deeltje (molecuul of ion) dat een proton afstaat, protondonor.
Waterstofchloride is een sterk zuur  alle moleculen van waterstofchloride staan een H+ ion af, er is
géén evenwicht. Tevens is een sterk zuur: tweewaardig sterk (hij kan direct 2 H+-en afstaan)
Azijnzuur is een zwak zuur  slechts een klein deel van de azijnzuurmoleculen staan een H+ ion af, er
is wel een evenwicht.
Een zuur HZ is sterker al het volgende evenwicht meer naar rechts ligt:
HZ + H2O  H3O+ + Z-
1
V5
Scheikunde H8 Zuren en Basen
Bij oplossingen van zwakke zuren is sprake van een evenwicht; je kunt hier de regels toepassen voor
chemische evenwichten.
Vb.
azijnzuur CH3COOH, afgekort HAc
HAc + H2O  H3O+ + AcDe evenwichtsvoorwaarde luidt:
[𝐻3 𝑂 + ]∗[𝐴𝑐 − ]
[𝐻𝐴𝑐]
= 𝐾𝑧
Je noemt Kz de zuurconstante
De algemene evenwichtsvoorwaarde is:
[𝐻3 𝑂+ ] ∗ [𝑍 − ]
= 𝐾𝑧
[𝐻𝑍]
8.3 Basische oplossingen; basen
Een basische oplossing bevat hydroxide-ionen: OH-(aq). Een base is een deeltje (molecuul of
ion) dat een proton opneemt: Protonontvanger)


Vb.
Sterke basen reageren met water voor 100% tot OH- ionen. De reacties zijn aflopend. Tevens
is een sterke base: tweewaardig sterk (hij kan direct 2 H+-en opnemen)
Zwakker basen reageren met water niet voor 100% tot OH- ionen. De reacties zijn
evenwichtsreacties.
bij het oplossen van ammoniak in water neemt een deel van de NH3 moleculen een H+ ion op
van een H2O molecuul:
NH3 + H2O  NH4+ + OHDe gevormde NH4+ ionen heten ammoniumionen.
Een base is sterker naarmate het volgende evenwicht meer naar rechts ligt:
B + H2O  HB+ + OH-
Bij oplossingen van zwakke basen is sprake van een evenwicht; je kunt hier de regels toepassen voor
chemische evenwichten.
Vb.
ammoniak NH3
NH3 + H2O  NH4+ + OHDe evenwichtsvoorwaarde luidt:
[𝑁𝐻4 + ]∗[𝑂𝐻 − ]
[𝑁𝐻3 ]
= 𝐾𝑏
Je noemt Kb de base-constante
De algemene evenwichtsvoorwaarde is:
[𝐻𝐵+ ] ∗ [𝑂𝐻 − ]
= 𝐾𝑏
[𝐵]
2
V5
Scheikunde H8 Zuren en Basen
8.4 Zuur-base reacties
We hebben NH4+ als een zuur leren kennen, en NH3 als een base. Zij vormen samen een zuur-base koppel
Als HZ een zuur is, dan is Z- een base.
HZ en Z- vormen een zuur-base koppel.
Als B een base is, dan is HB+ een zuur.
HB+ en B vormen een zuur-base koppel.
HZ + B  Z- + HB+
Een zuur-base reactie is een reactie tussen een zuur en een base, waarbij protonen worden
overgedragen.
Voor het opstellen van zuur-base reacties vergelijkingen zie blz 22 t/m 27
8.6 Amfolyten
Een amfolyt is een stof die zuur en base is (kan proton zowel opnemen als afstaan).


Als de Kz het grootst is, is het een zuur
Als de Kb het grootst is, is het een base
Als een stof niet goed oplost kan deze geen H+ opnemen of afstaan en is het dus geen basische- of
zure oplossing. (tabel 45A)
8.7 Voorspellen van zuur-base reacties
Sterke zuren zullen volledig reageren met sterke basen
Vb.
Maar wanneer een zwak zuur als HF reageert met een zwakke base als NH3 is het minder
duidelijk. Je krijgt dan het volgende evenwicht:
HF + NH3  F- + NH4+
Uitleg. Het hangt van de zuursterkten van HF en NH4+ en van de base-sterkten van NH3 en F- af hoe
het evenwicht ligt. Uit BINAS tabel 49 blijkt dat HF een sterker zuur is dan NH4+ en dat NH3
een sterkere base is dan F-. de overdracht van H+ ionen van HF naar NH3 zal dus beter
verlopen dan die van NH4+ naar F-. de reactie naar rechts zal dus beter verlopen dan de
reactie naar links. Anders gezegd: het evenwicht ligt rechts.
HZ + B  Z- + HB+
Bij de reactie tussen een zuur HZ en een base B ligt het evenwicht in het algemeen aan de kant van
de zwakste zuur en base. Met andere woorden:
 Als het zuur HZ en de base B sterker zijn dan het zuur HB+ en de base Z- dan ligt het evenwicht
rechts.
 Als het zuur HZ en de base B zwakker zijn dan het zuur HB+ en de base Z- dan ligt het
evenwicht links.
3
V5
Scheikunde H8 Zuren en Basen
8.8 Waterevenwicht; pH-berekeningen
Waterevenwicht:
Het molecuul is ook een amfolyt, het is zowel zuur als base. Dit geef je weer met de
evenwichtsreactie:
H2O + H2O  H3O+ + OHDit evenwicht; het waterevenwicht, ligt sterk links. De evenwichtsvoorwaarde (Kw noem je de
waterconstante) is :
Het zuurst
Kw = [H3O+] * [OH-]
pH-berekeningen
[H3O+] = [ H+]

1,0*10-1 M/L
1,0*10-2 M/L
1,0*10-3 M/L



(eenheid mol2 L-2)
pH

1,0
2,0
3,0
Hoe groter, hoe meer deeltjes, hoe zuurder.
pH = -Log[mol-waarde van de stof]
10-pH = [mol-waarde van de stof]
PH bij base =
PH bij zuur =
14 – P[stof]
0 + P[stof]
pH berekeningen zwakke zuren en basen
als een zwak zuur wordt opgelost in water, zal maar een klein deel van het zuur worden gesplitst in
ionen.
HZ + H2O  H3O+ + ZDe zuurconstante van deze reactie is gedefinieerd als:
𝐾𝑧 =
[𝐻3 𝑂+ ] ∗ [𝑍 − ]
[𝐻𝑍]
Als je cz mol van het zwakke zuur oplost in een liter water zal zich een evenwicht instellen waarbij x mol
van het zuur zal ioniseren. Er ontstaat dan x mol H3O+ en x mol Z-. zie het onderstaande schema:
HZ +
H2O 
t0=beginconcentratie
cz
NR=Reactie
-x
t1=evenwichtconcentraties
Cz-x
Invullen van de evenwichtsconcentraties in de Kz levert:
𝐾𝑧 =
H3O+
0
+x
x
+
Z0 (mol L-1)
+x (mol L-1)
X (mol L-1)
𝑥∗𝑥
𝑥2
=
𝑐𝑧 − 𝑥 𝑐𝑧 − 𝑥
Op je rekenmachine:
Y1 = Kz
Y2 = (x2)/(cz-x)
Dan : ‘CALC’, ‘intersect’ en de verdere instructies volgen.
Daaruit volgt wat x is.
PH = -log[x]
4
V5
Scheikunde H8 Zuren en Basen
8.9 Buffers
Een bufferoplossing is een mengsel van een zwak zuur en de geconjugeerde base van dat zwakke zuur.
Zie oefeningen voor berekenen.
Rekenbladen:
5
V5
Scheikunde H8 Zuren en Basen
Kenniskaart chemisch rekenen
Berekenschema
x NA
x Mw
AANTAL
MOL
GRAM
x Vm alleen gassen
x ρ (rho)
dichtheid
3
VOLUME (L of dm )







Molariteit is mol/L of mmol/ml
ml x M (molariteit) geeft mmol of L x M (molariteit) geeft mol
NA = getal van Avogadro (zie tabel 7: 6,02 x 1023 )
Mw = molecuulmassa (molecular weight, te vinden/berekenen in/met tabel 98/99)
(als het om atomen of ionen gaat, natuurlijk atoommassa of ionmassa)
Vm = molair volume (bij T=273 K en p = p0 : 22,4 L of dm3 ; zie verder tabel 7)
Het molair volume kun je omrekenen met de algemene gaswet naar ander omstandigheden:
P1 x V1
P2 x V2
=









T1
Px V
of
T2
=
T
N x R (R te vinden in tabel 7)
De dichtheden kun je vinden in (o.a.) tabel 10, 11 en 12. Denk om de omrekening in de goede eenheden!
Volume-% = (aantal L (of dm3) stof a / aantal L mengsel) x 100
Massa-% = (aantal gram stof a / aantal gram mengsel) x 100
Volume-ppm = (aantal L (of dm3) stof a / aantal L mengsel) x 1.000.000.
Bijvoorbeeld: 150 L gas A in 1000 m3 lucht: (150/1000x1000) x 1.000.000 = 150 ppm
Eenheid van concentratie normaal in mol/L (= mmol/ml)
ADI- en MAC-waarde vind je in Binas (95 en 97) (LD50 niet!)
Stappenplan
1.
2.
3.
4.
5.
Kloppende reactievergelijking opstellen
Molverhouding bekende (gegeven) en onbekende (te berekenen) bepalen
Uitrekenen hoeveel mol bekende je hebt
Berekenen hoeveel mol onbekende je hebt, d.m.v. molverhouding
De onbekende omrekenen naar de gevraagde eenheid
6