nl de nl nl nb ca nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl es nl nl nl nl nl nl nl en en nl nl tr nl nl nl nl es nl es zh en nds en nl nl nl nl nl nl en nl nl nl pt nl nl nl nl nl pt nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl en nl nl nl nl nl nl ru en vi id en en ja en ceb en ceb en en ru en he en en de de ceb en en he pt ceb en en ru en it zh nl nl nl nl de nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl en nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl bar nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl pt nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl de nl nl nl nl en en nl nl nl nl nl nl nl nl pt nl nl nl nl nl it fr id ja fr en nl en en nl nl nl nl en nl nl nl nl nl tr nl nl nl nl en it fr pt pl nl nl nl nl nl nl nl nl nl id fr id en fr ml en en en nl nl nl de nl nl en nl nl en en nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl de ia fr id en fr diq en diq fr id ia fr ml nl en nl en en nl nl en nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl es nl ia fr id en fr diq nl en nl en nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl es nl nl nl nl nl nl nl nl en en nl nl nl nl nl nl nl en ca en en de es en en en ro en en fr pt en en nl nl fr nl zh nl de it en en sv fr de de fr fr fr sv en fr en ja fr de en de fr ja en fr en sv fr fr fr de de fr sv en en it nl nl nl ru nl ru nl it nl de nl nl nl nl de nl fr nl nl nl nl nl nl nl nl nl en it nl nl zh nl nl nl nl nl nl nl nl en en nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nds nl nl nl nl nl nl nl nl nl zh it nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl tl nl nl nl nl nl nl es nl en nl nl nl nl nl nl nl nl af nl nl nl nl nl af nl nl fr en nl nl nl nl nl nl en nl nl nl nl nl nl nl nl ca nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nds fr fr fr en fr nl nl nl sv nb eo nl jv nl nl nl it nl nl it nb hbs_lat nl en nl nl nl nl it nl nl nl en nl pl nl nl en nl nl hu en nl nl hu nl oc nl nl nl nl nl es nl nl en nl ro nl en nl nl nl pl nl eo pt en nl de nl nl es nl nl nl nl hu nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl de nl sv fr en en nl en fr en en en en en en en fr en en en en en en en fr en en en en en en en fr en en de en en fr en nl de de de en de pt en de de de pt en en en de de de pt pt en en de de de de pt en en de de de de de pt en de de en en en en en en en en en en en en de en en en fr en en en en en fr en en en en en fr en en en en en fr en en en en en fr en en en en en fr en en nl nl de de de en de pt en de de de pt de en en de de de en en en en de de de en en en en de de de en en en en de de en en en en en nl nl nl nl nl nl nl nl en nl nl en nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl en en nl nl nl nl nl pt nl nl nl es ru ca nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl hu nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl en eu nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl en nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl en de es es nl ja ml nl nl nl nl nl nl nl nl nl en pt id nl nl nl fr de nl nl es nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl en nl it sv sv sv nl nl nl nl nl nl en nl nl nl en nl nl nl nl nl nl nl nl nl fr nl nl nl nl nl nl en nl nl nl nl nl nl nl en nl nl nl nl
Reacties van Zuren en Basen
Het woord "zuur" komt van de smaak die de mens altijd al kent uit de praktijk van citroenen en azijn of een zure appel. Dat woord 'zuur' wordt al heel erg lang gebruikt in onze taal (net als acid in het engels).
Maar pas op! Er zijn in de chemie maar weinig zuren die je op die manier kunt of mag uitproberen. Proef nooit de smaak van een chemische stof!! Het kan heel gevaarlijk zijn. Zo'n zuur kan giftig zijn of zo sterk dat het meteen gaat reageren met andere stoffen in je mond, slokdarm of maag. Het kan je bek uitbranden!
Naast het woord 'zuur', of als tegenhanger eigenlijk, hebben we de 'base'.
In de scheikunde zijn zuren en basen elkaars tegengestelde, maar wat betekent dat in de praktijk? Is er ook een soort base-smaak dan? Zijn er dagelijkse stoffen die basisch zijn?
Ja dus. Er zijn mensen die weten hoe zeep smaakt. Daar heb je er zo één met een basisch karakter, net als soda (=natriumcarbonaat).
De definities van zuur en base lopen nogal uiteen en zijn tegenwoordig anders dan vroeger. De meest bekende is momenteel de definitie op grond van protonen.
Een base noemen we nu niet meer een stof die OH--ionen afstaat. Dat gebeurde vroeger wel. En sommige simpele leerboeken hanteren deze definitie soms nog.
Een bewering om over na de denken:
"De neutralizatie van verdund zoutzuur met een oplossing van natriumhydroxide kan als volgt worden weergegeven:
Is de bewering waar of niet waar? Leg je antwoord uit.
Geef zo volledig mogelijk de elektronenstructuren van het atoom H en van de ionen H+, H-, OH- en (H3O+).
Leg uit waarom men voor een zuur ook wel het woord "protondonor" gebruikt.
2.4 KA (zuurconstante) en KB (baseconstante)
7. Zuurbase karakter en de plaats in het PS
8.2 Berekeningen met KA en KB en met pKA en pKB
een stof die H+-ionen kan afstaan
een stof die H+-ionen kan opnemen
een stof die zijn aantal vrije elektronenparen kan laten toenemen, daar plaats voor heeft.
een structuur dus die gebrek heeft aan (vrije) elektronenparen.
een stof die (meer dan) voldoende vrije elektronenparen bezit en die ter beschikking kan stellen.
Leg het karakter uit van de deeltjes HCL en NH3 vanuit de bovenstaande definities.
Uitgaande van de gegevens die volgen moet je proberen uit te leggen waarom tanden en kiezen beter resistent zijn tegen zuren na behandeling met fluor(ide).
De hoofdkomponent van been en tanden en kiezen is hydroxi-apatiet: Ca(OH)2.3Ca3(PO4)2
Een ion OH- kan gemakkelijk vervangen worden door een ion F- (lading en grootte zijn ongeveer gelijk).
Zo vormt zich de stof fluor-apatiet: CaF2.3Ca3(PO4)2
Het optimale gehalte van OH- in apatiet is 2%
Kraanwater kan worden gefluoriseerd met NaF
F- is een zwakkere base dan OH-
Als zuren met basen reageren spreken we van "neutralizatie" (bij echte neutralizatie voegen we gelijke (equivalente) hoeveelheden van beiden samen).
Neutralizatie is dus altijd een zuur-base reakte met overdracht van protonen (ionen H+).
Kies het juiste antwoord en leg je keuze uit.
Een oplossing van 25oC met pH = 7
Bevat gelijke hoeveelheden H+ en OH-
bevat geen H+ en geen OH-
bevat geen zuur of base
Protonen zijn niet los verkrijgbaar.
Ze zitten altijd vast aan een of ander deeltje. Ze kunnen dus wel overgedragen worden, maar niet op afstand. Alleen als een zuur en een base elkaar raken, kan zo'n proton worden overgedragen.
Zuren geven dus H+ af. We kunnen dat konstateren, maar dit verschijnsel heeft een oorzaak. Waarom geven zuren waterstofionen af? Kun je aan de structuur zien of het mogelijk is H+ af te staan?
Zal de volgende stof een zuur zijn of niet? Ofwel, zal het deeltje in staat zijn protonen af te staan?
Probeer in je antwoord ook het polaire karakter van de bindingen in het molecuul mee te nemen
H - C - H
H - C = 0
H - C ≡ N
Het H+-ion kan tevoorschijn komen uit een stevig polaire binding met daarin Hδ+-atomen; voorwaarde is dat er binnnen de structuur afstotende krachten bestaan tussen dieHδ+ en een ander positief geladen atoom in de buurt.
Apolaire bindingen doen veelal niet mee met een zuur-base reactie.
Daar zijn er heel wat van en de belangrijkste in deze cursus zijn die met een carboxylgroep (de alkaanzuren). Fenol is een ander soort organisch zuur.
We zullen het hebben over carboxylzuren, aminozuren, vetzuren en fenol, maar ook over de basen.
Veel meer over dit onderwerp is te vinden in de module 12, Organische reacties.
Hier alleen maar wat opdrachten
Kijk goed naar de structuur van een carboxylgroep. Wat zou de oorzaak zijn van het zure karakter van deze groep?
De carboxylgroep is niet zo'n sterk zuur. Vergelijken we methaanzuur met trichloormethaanzuur, dan mag je noteren dat de laatste een stuk sterker is.
Fenol (benzeen met een hydroxylgroep -OH) is een vloeistof met een zwak zuur karakter.
Hydroxylgroepen vinden we meestal bij alkoholen en zijn normaal helemaal niet zuur van karakter. Maar die van fenol is wel in staat H+ van die hydroxylgroep af te geven.
Dit bijzondere feit is te danken aan de aanwezigheid van die benzeenring (met de zes vrije elektronen in de ring). De afwezigheid van dat proton, en dus de aanwezigheid van O- aan de ring, versterkt de vrijheidsgraad van deze zes (+1) elektronen wat het geheel nog stabieler maakt dan het al was.
Afsplitsing van H+ versterkt dus de stabiliteit van de structuur, vandaar dat (zwak) zure karakter.
Het extra elektron van fenolaat gaat meedoen in de vrije beweging van de zes elektronen van de ring en stabilizeert zo het fenolaat.
De oxi-zuren worden gevormd - in het algemeen - uit het bijbehorende oxide met water.
Voorbeeld: P2O5 + 3H2O 2H3PO4
Let op: Het betreft hier reacties waarbij het oxidatiegetal niet verandert.
Geef de reactievergelijkingen van de vorming van de volgende zuurstofhoudende zuren: zwavelzuur, koolzuur, hyperchloorzuur, permangaanzuur.
Het merendeel van deze oxides komen van de niet-metalen (hoewel niet alle!!).
Deze vormen zich direct uit een element (meestal een niet-metaal) met waterstof.
Het bekende voorbeeld is Chloor met Waterstof: Cl2(g)+ H2(g) 2HCl(g)
Een bijzonder voorbeeld van zo'n waterstofzuur: HCN
Kijkend naar de niet-metalen komen we tot de volgende waterstofzuren: HCl, HBr, HI, H2S, HF.
Let op: er zijn méér bindingen tussen waterstof en de niet-metalen, zoals H2O e NH3.
Leg het karakter van deze stoffen uit wat betreft hun zuur of basisch zijn.
Bepaalde meerwaardig positieve ionen (2+ en 3+) hebben de eigenschap om watermoleculen sterk aan te trekken. Ze worden gehydrateerd, zeggen we dan.
Er is een sterke aantrekking op de negatieve lading (δ-) van de watermoleculen. Maar ja, daarmee komen de waterstofatomen van die watermoleculen met hun lading δ+ ook dichtbij die sterk positieve metaalionen.
Je begrijpt dat dit afstoting tot gevolg heeft en dat er dan mogelijk protonen worden afgestoten.
kationzuren (=positief metaalion) met water geconjugeerde base + hydroniumion.
Zo ontstaat de mogelijkheid om H+ af te splitsen.
Het gaat hier om een aantal multipositieve metaalionen, zoals Al3+, Cu2+, Fe2+ of Fe3+, en andere.
Is dat logisch?: Kationzuren zijn - in het algemeen - oplossingen met meerwaardig positieve metaalionen.
Een speciaal geval van een positief ion met zuur karakter is het ammonium-ion:
NH4+ + H2O NH3+ H3O+
Leg uit naar welke kant dit evenwicht zich verplaatst.
Wat is de consequentie in de praktijk?
Negatieve ionen kunnen - normaal gesproken - base zijn, oftewel, ze kunnen protonen vangen.
Leg uit dat het te niet verwachten was dat negatieve ionen als zuur optreden.
Maar toch! Er bestaan negatieve ionen die als zuur kunnen optreden en dus H+ kunnen afstaan. Bijvoorbeeld: HCO3-.
Dit voorbeeld laat zien dat het gaat over amfotere deeltjes.
Dit type negatieve ionen bevat nog waterstof; ze komen van meervoudige zuren die nog niet alle H+ hebben afgestaan.
Je vindt ze in de tabel met zuren en basen in beide kolommen.
In module 04 werden ze al genoemd, de verschillende bases:
Normaal gesproken zijn dat die organische stoffen die stikstof bevatten en dat stikstofatoom heeft een vrij elektronenpaar.
Denk bijvoorbeeld aan amines en de aminozuren.
Geef de reactievergelijking in ionenformules van de reactie met een zuur met:
Geef een organische stof die een tweewaardige base is (diprotonisch).
In principe kunnen alle negatieve ionen H+ vangen, opnemen en zijn dus basen, hetzij zwak, hetzij sterk.
Sommige buitengewoon zwak, zoals Cl-. Dan is het basische karakter alleen maar theorie. In werkelijkheid stelt het niets voor.
Plaats in volgorde van toenemende basischiteit de volgende deeltjes; (gebruik daarbij de tabel van zuren en basen):
Br-     0H-     HCO3-     H2PO4-     CH3COO-     CH2ClCOO-     SO42-     HSO4-
Kationen zijn veelal zuren, zoals we gezien hebben, maar als ze polyprotonisch zijn, meerwaardig, dus als ze meer dan één proton kunnen afstaan, dan komen we in de buurt:
Als bijvoorbeeld het driewaardig positieve gehydrateerde Al-ion (Al(H2O)63+) één proton heeft afgestaan, dan heeft zich gevormd: Al(OH)(H2O)52+).
Dit is een positief ion dat toch weer zo'n proton terug kan pakken en dus als base kan reageren. Tegelijk kan datzelfde deeltje ook doorgaan met protonen afstaan (en Al(OH)2(H2O)4+ vormen).
Het kan dus opnemen en ook afstaan, dus het is een amfoteer deeltje.
Geef in de bovenstaande vergelijking aan waarom stoffen zuur of base zijn, zoals aangegeven;
en leg uit aan welke kant de sterke en zwakke stoffen staan.
Zoals bijvoorbeeld ammoniak en water (waarbij water amfoteer is)
Als de twee gassen ammoniak(g) en waterstofchloride(g) samenkomen, dan vormt zich een witte rook.
Geef de reactievergelijking in molecuulformules
Leg uit waarom deze reactie een zuur-base reactie is.
1.4 Amfolyten / amfoteer
Er zijn - zoals we al zagen - veel stoffen (moleculen, ionen) die zowel als zuur kunnen optreden én als base. Zulke stoffen zijn amfoteer, of anders: ze heten een 'amfolyt'.
Bij bestudering van een tabel met zuren en basen, zul je altijd zien dat één en dezelfde formule voorkomt aan beide kanten. Deze formule vertegenwoordigt een stof die dus zowel zuur als base kan zijn.
Bedenk wel dat het in de praktijk pas zin heeft een stof amfoteer te noemen, als ze zowel als zuur én als base ook echt iets voorstellen; een van de twee moet niet ál te zwak zijn. Zoek dus amfolyten een beetje in het midden van zulke zuur-base-tabellen.
2. Het Zuur-Base Evenwicht; geconjugeerde paren.
Gegeven het volgende evenwicht: H2O + H2O H3O+ + OH-
Leg uit waarom dit evenwicht alleen maar kan bestaan in waterig milieu
Aan welke kant heb je de sterke en zwakke stoffen?
Wat is de waarde van de evenwichtsconstante?
2.1 Kw en de autoprotolyse van water.
In een watermilieu heb je altijd ongelooflijk veel watermoleculen die voortdurend met elkaar in botsing zijn. Nu heeft het watermolecuul de (heel zwakke)neiging om protonen af te staan, maar ook om protonen op te nemen (water is dus amfoteer)
Bij botsing tussen twee watermoleculen zal het volgende kunnen gebeuren:
Let op: de twee ionen vormen zich in gelijke hoeveelheden.
Het waterevenwicht bestaat uitsluitend in watermilieu, ligt sterk aan één kant en heeft een evenwichtsconstante:
In neutrale waterige oplossingen met temperatuur van 25ºC gebeurt het volgende:
Van elke mol watermoleculen (dat zijn er 0,6 x 1023) zullen "slechts" 6 x 1016 watermoleculen echt een proton opnemen en dus ook 6 x 1016 zullen een proton afstaan.
In water van 25ºC zal de concentratie [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol/dm3   of: pH = pOH = 7
Kw (autoprotolyseconstante) = K x (55.6)2 = [H3O+] x [OH-] = 10-14 mol2/l2
Die autoprotolyse van water is een endotherm proces.
Bij hogere temperaturen vormen zich meer ionen, hun concentraties worden hoger (bijvoorbeeld 10-6 mol/dm3 in plaats van 10-7 mol/dm3).
De waarde van Kw verandert in dit geval van 10-14 naar 10-12.
Wat zal - ongeveer - de waarde zijn van K w in ijs?
Gegeven: In kokend zuiver water is de waarde van de pH niet gelijk aan 7.
Bewering: Kokend water is toch nog steeds een neutrale stof.
Is dat waar of onwaar?
Wat wil dit zeggen?: HA e A- vormen een geconjugeerd paar.
Laten we een zuur aanduiden met HA. Opgelost in water kan HA H+ afsplitsen.
Op dezelfde manier noemen we het A- een base die - opgelost in water - H+ kan opnemen.
De volgende evenwichten zullen zich instellen:
A- is de geconjugeerde base van het zuur HA
HA het geconjugeerde zuur van de base A-
[water treedt hier op als base]
[water treedt hier op als zuur]
Een zuur wordt altijd een base (en een base vormt altijd een zuur). Als het verschil tussen die twee niet meer is dan één proton (H+), dan noemen we zo'n paar een geconjugeerd paar.
Tabel I bevat een tabel met zuren en basen, in alle gevallen vergezeld van geconjugeerde wederhelft.
In de twee bovenstaande evenwicht kun je meerdere geconjugeerde paren vinden. Welke zijn dat?
2.3 Zwak en Sterk
Een zuur-base reactie zal in principe altijd een chemisch evenwicht zijn met heel vaak de sterke stoffen aan één kant en zwakke stoffen aan de andere kant.
Het evenwicht verplaatst zich altijd naar de kant van de zwakke stoffen terwijl dan de zwakke stoffen 'overleven'.
Maak gebruik van de tabel met zuren en basen en leg uit waarom de volgende stoffen al dan niet zullen reageren:
gehydrateerde aluminiumionen met fosfaat
het ammoniumion met het ion hydroxide
De algemene vereenvoudigde regel:
Als in de zuur-base tabel een zuur een hogere plek heeft dan de base zal er reactie plaats vinden tussen de reagentia.
Achter deze regel gaat natuurlijk iets schuil: sterkere zuren reageren met sterkere basen en vormen dan zwakkere basen en zwakkere zuren. In de tabel bevinden zich namelijk de sterkere zuren aan de bovenkant en de sterkere basen aan de onderkant.
Het zijn altijd de sterke die de reactie veroorzaken ten gunste van de zwakke.
2.4 KA (zuurconstante) en KB (baseconstante)
A- is geconjugeerde base van zuur HA
Als KA heel groot is (of pKA is heel klein), is HA een zeer sterk zuur
Een evenwicht verplaatst zich altijd naar de kant van de zwakken
Bestudeer de tabel met geconjugeerde zuur-base paren en probeer de volgende uitstpraken te bevestigen:
als KA heel groot is (of pKA erg klein), dan is HA een zeer sterk zuur
meerwaardige zuren kunnen meer dan één proton afstaan, bijvoorbeeld, H3PO4
meerwaardige basen kunnen meer dan één proton opnemen, bijvoorbeeld CO32-
amfotere deeltjes kunnen zowel als zuur alsook als base reageren, bijvoorbeeld HPO42-
Leg uit of de volgende zouten eventueel de mogelijkheid hebben om protonen af te staan of op te nemen:
3.1 pKA en pKB
wiskundig:            p...... = -log .......
KA en KB zijn de zuur-/baseconstanten waarvan de waarden zich in de tabellen bevinden.
Vaak zijn de waarden van concentraties (en helemaal de wiskundige producten van concentraties) heel erg klein, zoals bijvoorbeeld: 10-6 mol/l.
Daarom heeft men de p-waarden ingevoerd die een eenvoudiger manier zijn om concentraties op te schrijven en er mee te rekenen.
KA en KB hebben ook vaak zeer kleine waarden, zoals bijvoorbeeld 10-12 of 10-7
Bij chemische berekeningen en in de boeken worden de p-waarden dan 12 of 7
In waterige neutrale oplossingen met een temperatuur van 25ºC:
de gegevens: [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol/dm3       i.é     pH = pOH = 7
Kw (constante van de autoprotolyse) = K x (55.6)2 = [H3O+] x [OH-] = 10-14
Bewijs de volgende bewering: pKw = pH + pOH
pKW bij 25ºC heeft een waarde van ±14, bij 100ºC is die waarde ±12
Vul de lege plaatsen in, via berekeningen en door gebruik van de tabel:
waarde van KA of KB
waarde van de pH van de oplossing
Gebruik de zuur-base tabel en controleer het product van KA x KBen de som van pKA + pKB van de geconjugeerde paren.
Wat neem je waar en wat is je conclusie?
Kun je dat uitleggen?
Bestudeer het volgende schema; probeer het te begrijpen en uit te leggen:
4. De pH meten
Bestudeer de foto goed
De pH-meter (blauw) toont een waarde van 2,7: we hebben hier een azijn-oplossing (de gele vloeistof in het bekerglas).
Daarnaast het flesje met azijn (bijna leeg).
De kleine plastic buis naast de pH-meter is een beschermdop van de elektrode.
De elektrode zelf staat ondergedompeld in de azijn (normaal staat ie in die dop)
Deze foto kunnen we omzetten in een tabel met 3 kolommen en 3 rijen.
Kontroleer of onderstaande tabel juist is.
Indikatoren zijn zwakke zuren met zwakke geconjugeerde basen (in evenwicht).
De structuur van een indikator is meestal organisch en behoorlijk complex.
Heel vaak gebruiken we een afgekorte formule: HIn.
Die H is natuurlijk het proton dat afgestaan kan worden (de indikator is een zwak zuur) en de rest - In - geeft het grootste en ingewikkelde deel van het molecuul aan
In module 8 gebruikten we al een voorbeeld van een stof die de mogelijkheid heeft om de ligging van zijn evenwicht zichtbaar te maken. Dat was dus een indikator.
De zuur-base indikator funktioneert dus omdat HIn een andere kleur heeft dan In-.
We meten de pH-waarde van azijn met universeel indikatorpapier. Eén strookje wordt heel even gedompeld in de azijn.
Vier indikatoren op het strookje verkrijgen elk hun eigen kleur en de kombinatie van deze vier vergelijk je met de standaard kleuren op het doosje.
Hier komen de vier kleuren overeen met een pH van ongeveer 3 (niet zo gemakkelijk te zien op de foto)
Naast het universeel indikatorpapier bestaan er diverse andere types van indicatorpapier.
Soms zijn de kleurstoffen helemaal van plantaardige oorsprong.
Welke plant ken je met deze eigenschap?
Een zekere oplossing toont verschillende kleuren met indikatoren:
Lakmoes wordt blauw. Broomthymolblauw wordt ook blauw en fenolftaleíne wordt kleurloos.
Binnen welke grenzen bevindt zich de pH van deze oplossing? Leg uit hoe je aan je antwoord komt.
5. Zouten en Elektrolyten
Als stoffen opgebouwd zijn uit ionen noemt men ze vaak: elektrolyten.
Het woord heeft te maken met de eigenschap van ionaire stoffen (er zijn geladen deeltjes aanwezig!) om elektrische stroom te geleiden (zie module 5), als die deeltjes tenminste vrij kunnen bewegen (dus niet in een ionrooster vastzitten).
Elektrolyten zijn in de eerste plaats de zouten, maar ook andere stoffen met ionen, zoals zuren en basen (in het bijzonder de hydroxiden) behoren ook tot de elektrolyten.
Is de volgende bewering waar of onwaar?: een stof die uit ionen is opgebouwd (met uitzondering van H+ en OH-) is een zout.
Als er een reactie plaats vind met ionaire stoffen (stoffen met ionen) dan kun je de reactievergelijking schrijven in ionenformules, maar ook in empirische formules. De voorkeur gaat uit naar ionenformules.
Alleen als je berekeningen moet gaan uitvoeren op basis van die reactievergelijking, doe je er goed aan niet met de ionenformules te werken, maar met de empirische. Dus niet met Na+ en Cl-, maar met NaCl.
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)         empirische formules
H3O+ + OH- → H2O(l)         ionenformules
De twee vergelijkingen geven precies dezelfde gebeurtenis weer.
De stoffen die uit ionen zijn opgebouwd hebben het karakter van die ionen in zich; je moet dat per ion bekijken.
Een ion heeft een neutraal of een zuur of een basisch karakter. Het overheersende, dominante karakter geeft het karakter aan het zout als totaal.
In het geval van NaCl, opgebouwd uit de ionen Na+ e Cl- heeft geen van beide ionen een zuur of basisch karakter. Het zout als geheel is dus een neutrale stof; beïnvloedt in oplossing niet de pH van die oplossing.
Maar vele andere zouten hebben wel degelijk die invloed: zoals natriumcarbonaat, opgebouwd uit de ionen Na+ en CO32-. Analyse toont aan dat de eerste neutraal is, maar de tweede behoorlijk basisch.
Een oplossing van dit zout zal dus de pH beïnvloeden, namelijk naar boven. De oplossing zal basisch zijn.
Koper(II)sulfaat bevat ionen van sulfaat (zeer zwak basisch) en van Koper(II) (redelijk zuur van karakter). In een oplossing van kopersulfaat zal dus het zure karakter domineren.
Koper(II)sulfaat zal dus in oplossing een pH veroorzaken lager dan 7.
Samenvattend: Je moet elk aanwezig ion afzonderlijk analyseren en vergelijken.
We hebben een oplossing van natriumwaterstofcarbonaat in water. Laten we nu deze oplossing analyseren:
Ten eerste moet je goed weten dat alle zouten met ionen van natrium oplosbaar zijn in water. Ons zout zal dus dissociëren in ionen:
Na+ e HCO3-; deze ionen blijven in water gehydrateerd.
Na+ met zijn lading 1+ heeft geen invloed op de watermoleculen, veroorzaakt geen vorming van protonen en beïnvloedt dus niet de pH van het water.
HCO3- is een ander verhaal: De tabel toont een KA = 10-10 en een KB de 10-8
Het ion blijft dus in water zitten met een basisch karakter en de oplossing van het zout NaHCO3 in water is niet neutraal, maar zal een pH hebben (afhankelijk van de hoeveelheid zout) die boven de 7 zal liggen (ergens tussen 8 en 10.
Op deze manier moet je in staat zijn elke (zout)oplossing in water te analyseren
Gekoppeld aan dit onderwerp blijft het van belang ook de oplosbaarheid van het zout in de gaten te houden. De ionen moeten wel echt aanwezig zijn in de oplossing willen ze de pH beïnvloeden in een oplossing.
Een zeer slecht oplosbaar zout levert veel te weinig ionen om echt invloed te hebben. Je moet dus behalve de tabel met zuren en basen ook de tabel voor oplosbaarheid van zouten bestuderen om er iets zinnigs over te zeggen.
Van de volgende oplossingen moet je het zure, basische of neutrale karakter uitleggen, waarbij je ionenformules en ionenvergelijkingen gebruikt.
NaBr CuCl2   K3PO4   Ca(OH)2   Ba3(PO4)2   Na2HPO4   Al2(SO4)3   CuS   HCl   CH3COONa   CaCO3
Maak een tabel die al deze zouten bevat, de ionen, het karakter (zuur of basisch) dat domineert, een schatting van de pH van de oplossing.
Bereken de pH-waarden van 1M HAc en daarna de pH-waarde van een mengsel van 1M HAc + 1M NaAc
In een oplossing van een zwak zuur in water geldt altijd: [H3O+] = [A-] (die twee verschijnen in gelijke hoeveelheden uit HAc).
Maar let op! Dat is niet het geval in een bufferoplossing waar namelijk Ac- in overmaat aanwezig is.
In een buffer geldt: [H3O+] ≠ [A-]. Een bufferoplossing bevat namelijk het zwakke zuur + een zout van dat zwakke zuur.
Voeg je dan een beetje sterk zuur toe (dus wat extra hydronium- of oxonium-ion H3O+ ) aan dat buffermengsel, dan wordt meteen dat extra toegevoegde zuur geneutraliseerd door de grote hoeveelheid aanwezige zwakke base van de buffer (het ruim aanwezige Ac-).
De volgende reactie vindt dan plaats:
Ac-(van de buffer) + H3O+(van het toegevoegde sterke zuur) HAc + H2O
NB: [Ac-] neemt dan ietsje af en [HAc] neemt ietsje toe.
Voeg je een beetje sterke base toe (bijvoorbeeld OH-) aan een buffermengsel, zal die extra base meteen geneutraliseerd worden door het ruim aanwezige zwakke zuur HA van die buffer.
De volgende reactie vindt plaats:
HAc(van de buffer) + OH-(van de toegevoegde sterke base) Ac- + H2O
NB: [Ac-] neemt een klein beetje toe en [HAc] wordt ietsje minder.
twee mogelijke definities van de buffer:
waarvan de pH nauwelijks verandert, ook bij toevoeging van zuren of basen
die een mengsel bevat van een zwak zuur + zijn geconjugeerde zwakke base, beiden in aanzienlijke concentraties.
Een 'buffer' van goede kwaliteit zal altijd ongeveer gelijke hoeveelheden bevatten van het (zwakke) zuur en van de (zwakke geconjugeerde) base.
Zijn de beweringen I en II waar of onwaar? Leg je keuze uit.
Om een goede bufferoplossing te verkrijgen moet je altijd een zuur kiezen met pKA dicht bij de gewenste pH.
Van de twee zuur-base paren: HCO3- / CO32- en H2CO3/HCO3-, is de eerste de beste buffer in bloed.
Bereken de pH van een mengsel van 1 mol Natriumoxalaat
in 2 liter water
+ 1 mol natriumwaterstofoxalaat in 2 liter water.
Beantwoord de volgende vraag: Zal een mengsel van keukenzout en zoutzuur een buffermengsel zijn?
Als de pH van het bloed (7,3) verandert, zelfs al is het maar een klein beetje, kan dat onmiddellijk dodelijk zijn. De mens accepteert noch overleeft een echt andere pH-waarde. Toch moet het bloed zorgen voor het transport van zuren en basen zoals kooldioxide, melkzuur, aminozuren, fosfaten en andere. Deze mogen dus de pH van het bloed niet beïnvloeden.
Hoe zorg je daarvoor? Welk mechanisme heeft het bloed om die schommelingen te voorkomen?
Natuurlijk beschikt het bloed daartoe over verschillende buffermengsels.
de groepen -NH2 (amino, BASE) en -COOH (carboxylgroep, ZUUR)
groepen die zich bevinden in eiwitten, bloedproteïnen
de ionen carbonaat en bicarbonaat
De bufferoplossingen functioneren altijd op zodanige manier dat de buffer zwakke zuren en basen bevat.
Je hebt 500 ml oplossing van 25 graden Celcius van 0,1M NaAc (natriumacetaat). Toevoeging van 2 ml 2M HCl verlaagt meteen de pH van 8,87 naar 3,68
Diezelfde toevoeging aan 500 ml buffermengsel van 0,1M HAc en 0,1M NaAc verlaagt de pH slechts van 4,74 naar 4,68
Voeg je aan datzelfde buffermengsel niet zuur, maar 2 ml 2M NaOH toe, dan stijgt de pH slechts een heel klein beetje.
In de figuur zie je net zulke veranderingen: vijf keer wordt er 2 ml 2M HCl toegevoegd aan 500 ml
een oplossing van 0,1M sterk zuur
een oplossing van 0,1M sterke base
een oplossing van 0,1M zwakke base
controleer de beweringen van I en II hierboven door berekeningen met de bufferformule.
bereken de verandering van pH van bovenstaande toevoeging (III) van 2 ml 2M NaOH aan 500 ml buffer 0,1M NaAc/HAc
Kontroleer en verklaar de gegevens in het diagram.
Als het bloed een zuur moet transporteren, dan zal bijv. een aminogroep of andere basische ionen/moleculen daarvoor verantwoordelijk zijn. In geval een base getransporteerd moet worden, zal een zuur ion/molecuul daarvoor verantwoordelijk zijn.
Ander plaatsen in het menselijk lichaam met dit soort reguleringen:
in de urine: de pH van urine kan variëren tussen 5 en 8, oftewel, ook urine moet ongeveer neutraal zijn.
in het spijsverteringsstelsel: verschillende enzymen zorgen voor een goede spijsvertering en elk van hen heeft een bepaalde pH-voorkeur.
welke zijn de enzymen?
peptase, rennase en lipase
maltase, saccharase, lactase, ereptase
7. Hoe het zuur-base karakter wordt beïnvloed door de plaats in het Periodiek Systeem
Bestudeer goed dit periodiek systeem en laten we eens enkele perioden apart bekijken.
(de edelgassen laten we buiten beschouwing, want die vormen toch geen bindingen, dus ook geen zuren of basen)
Verbindingen met Waterstof (hydriden)
LiH       BeH2       BH3       {CH4}         NH3         H2O         HF
Sterke Base ---------------------zwakke base - neutraal - zwak zuur
Van links naar rechts zien we een geleidelijke overgang van base naar zuur, waarbij water een echt neutrale stof is en CH4 ook, maar om andere redenen dan water. Het hydride-ion (H-) is zeer basisch en kan worden afgestaan door LiH en BeH2. BH3 en NH3 hebben de neiging om H+ op te nemen, dus zijn zwak basisch, waarbij NH3 zwakker is dan BH3.
Verbindingen met waterstof én zuurstof
LiOH     Be(OH)2     B(OH)3 = H3BO3     H2CO3 (=H4CO4)     HNO3     [H2O]     HFO3
Base ---------------------------amfoteer ----------- zwak zuur -------- sterk zuur
Van links naar rechts heb je weer een verandering van base naar zuur, waarin water ook een stof is met waterstof en zuurstof en dat blijft buiten deze analyse. Het element B verbonden met zuurstof en waterstof kan Boriumhydroxide vormen óf Boorzuur (kan één H afsplitsen). Die twee zijn gelijk, zijn hetzelfde. Deze stof noemen we een amfotere stof of wel een amfolyt.
Verbindingen met Waterstof (hydriden)
NaH     MgH2     AlH3     {SiH4}       PH3       H2S       HCl
sterke base --------------- zwakke base - zwak zuur - sterk zuur
Van links naar rechts zien we een verandering van basisch naar zuur, met SH4 om diverse redenen neutraal.
Het ion H- is zeer basisch en kan worden afgestaan door LiH en BeH2. BH3 en NH3 hebben juist de neiging om ionen H+ (protonen) op te nemen. waarbij NH3 zwakker base is dan BH3.
Verbindingen met waterstof én zuurstof
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3=H3AlO3=HAlO2 H4SiO4=H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO3
Base ---------------- amfoteer ------------ zwak zuur --------- sterk zuur
Van links naar rechts heb je een verloop van basisch naar zuur.
Het element Al, verbonden aan zuurstof en waterstof, kan een amfotere stof opleveren.
Verbindingen met Waterstof (hydriden)
LiH - NaH - KH - RbH - CsH (Het zijn allemaal hydriden)
Base --------------------- zeer sterke base
Het ion H- is een ion met een zeer sterk basisch karakter
Verbindingen met waterstof én zuurstof
LiOH       NaOH       KOH       RbOH       CsOH
Base --------------------------- zeer sterke base
Het zijn allemaal sterke basen door de aanwezigheid van het ion OH-
Het zijn allemaal ionbindingen. De ionstralen van de positieve ionen nemen toe van boven naar beneden.
Verbindingen met Waterstof (hydriden)
NH3     PH3     AsH3     SbH3     BiH3 (Allemaal zijn het hydriden)
zwakke base --------------------- sterke base
Het ion H- is een ion met een zeer sterk basisch karakter
Verbindingen met waterstof én zuurstof
HNO3       H3PO4       H3AsO4       H3SbO4       H3BiO4
sterk zuur --- zwakker zuur --- amfoteer --- zwakke base
Van boven naar beneden verliezen deze stoffen hun zure karakter
Verbindingen met Waterstof (hydriden)
H2O       H2S       H2Se       H2Te       H2Po
amfoteer ----- zwak zuur -------- sterkere zuren
Het ion H- is een ion met een zeer sterk basisch karakter
Verbindingen met waterstof én zuurstof
H2O     H2SO4    H2SeO4     H2TeO4     H2PoO4
amfoteer---- sterk zuur ------ zwakkere zuren
Verbindingen met Waterstof (hydriden)
HF     HCl     HBr     HI     HAt
zwak zuur ------- sterke zuren
Verbindingen met waterstof én zuurstof
(HFO3)            HClO3     HBrO3     HIO3     HAtO3
Bestaat niet     sterk zuur ------- zwakkere zuren
Leg uit waarom H4CO4 gelijk is aan H2CO3
LiOH     NaOH     KOH     RbOH     CsOH
Leg uit waarom de basischiteit van deze stoffen toeneemt van boven naar beneden.
Het zuur HFO3 bestaat in werkelijkheid niet echt en dat komt door de grootte van (het kleine) F.
Van de verbindingen van de elementen met waterstof en zuurstof, veranderen de zure en basische eigenschappen binnen het Periodiek Systeem:
in de Perioden: van links naar rechts, van base naar zuur
in de Goepen: van boven naar beneden, van base naar zuur
In het Periodiek Systeem verschuift het zuur-base-karakter van de stoffen met waterstof
In de perioden: van links naar recht: van base naar zuur
In de groepen: van boven naar beneden: van base naar zuur
B : basisch karakter
A : zuur karakter
O : amfoteer karakter
verbindingen met H e O
Bij de verbindingen met waterstof doen koolstof en silicium van groep 4 niet mee bij de vorming van zuren of basen.
8.1 Berekeningen met pH
De belangrijkste reden om p-waarden te gebruiken is dat we vaak concentraties toepassen van zeer verdunde oplossingen.
Het is veel gemakkelijker te zeggen:
pH = 6 dan [H3O+] = 10-6 mol/l.
Vergeet alsjeblieft nooit dat een hoge p-waarde altijd automatisch betekent een zeer kleine overeenkomstige werkelijke waarde.
pOH = 9 (nogal een hoge waarde) betekent dus een lage concentratie van OH--ionen:
pOH = 9 → [OH-] = 10-9 mol/l
Als je iets zegt of schrijft over concentraties kan de eenheid mol/l (mol per liter) niet ontbreken; gebruik je de p-waarde, dan heb je helemaal geen eenheid nodig. Maar bedenk wel dat die is gebaseerd op de bekende eenheid mol/l
Ter herinnering: in water met een normale temperatuur (zeg maar 20 - 25ºC) geldt: pH + pOH = pKW = 14
Dus, zodra je de pH kent, ken je ook de pOH.
Een wateroplossing heet NEUTRAAL als pH = pOH, bij welke temperatuur dan ook. Dat is het belangrijkste criterium voor een neutrale oplossing. Het staat gelijk aan de uitspraak: de concentraties van H3O+ en OH- zijn gelijk.
Leg die situatie uit van kokend water (100ºC)
Toevoeging van zuur aan een oplossing betekent dat de pH-waarde lager wordt en de p-OH-waarde wordt hoger.
Toevoeging van base betekent een hogere pH en een lagere pOH.
Zal het volgende mengsel een neutrale oplossing zijn, ja of nee?: 1 mol H2SO4 + 1 mol NaOH in water
Leg je antwoord uit.
Leg uit welke van de twee oplossingen de laagste pH zal hebben:
1M H2SO4 of 1M HCl
1M HCl of 1M HAc
De waarden van pH kunnen ook gebroken getallen zijn, zoals 3,4 en 10,7 e.d. Dat kan de wiskundige berekeningen bemoeilijken.
Bijvoorbeeld: als de pH=3,5 dan is de concentratie [H3O+] gelijk aan 10-3,5mol/l.
Maar aak accepteren we geen gebroken exponenten.
Je moet meteen zien en begrijpen dat in het voorbeeld de concentratie dus ergens moet liggen tussen de waarden 10-3 en 10-4mol/l (want de pH ligt tussen 3 en 4).
Een rekenmachine geeft natuurlijk meteen de oplossing, maar zelfs zonder die machine moet je de berekening kunnen uitvoeren:
pH = 3,5 = 4 – 0,5     →      -log[H3O+] = 4 - 0,5     →       [H3O+] = 3 x 10-4 mol/l.
8.2 Berekeningen met KA en KBen met pKA en pKB
Bereken de pH van de volgende oplossingen:
0,1M HAc wil zeggen: 0,1 mol azijnzuur (CH3COOH) werd in water opgelost tot één liter.
Een deel van de zuurmoleculen dissocieert in H+ en Ac-.
De hoeveelheid van H+ (in water H3O+) bepaalt de waarde van de pH (=-log[H3O+]).
We moeten deze hoeveelheid H+ kennen, evenals de sterkte/zwakte van het zuur, dus de KA
We consulteren de tabel om te zien dat KA = 10-4 of pKA = 4
We weten dat HAc zwak zuur is. De waarde van x zal dus klein zijn in vergelijking met [HAc]
of ook kun je zeggen: x is verwaarloosbaar.
Dus: 0,03 mol HAc dissocieerde in ionen     → [H3O+] = 0,03 = 3 x 10-2 mol/l     →       pH = 2-log3 = 1,5
Nooit vergeten:       Hoe zwakker een zuur, hoe kleiner KA       Hoe sterker een zuur, hoe groter KA
Controleer deze bewering in tabel I.
Leg uit waarom de sterke zuren en basen in de tabel geen bepaalde K-waarde hebben.
Je kunt op youtube vele voorbeelden zien van titraties. Een zuurbasetitratie die automatisch geregeld wordt zie je bijvoorbeeld in dit filmpje.
Let op: Veel van die demonstratiefilmpjes op youtube zijn ronduit slecht. Vergeet niet om bij wikipedia te kijken.
In een volgende module komen we nog terug op titraties.
Zelf zou ik graag een elektronische pH-meter te gebruiken, hoewel werken met een indikator ook prima gaat.
Met zo'n pH-meter noteer je elke keer de pH-waarde na toevoeging van 0,5 ml titreervloeistof net zolang tot het eindpunt ruimschoots is gepasseerd.
Direct daarna demonstreer ik dan dezelfde titratie zonder pH-meter, maar wel in aanwezigheid van een indikator om zo de titratie te stoppen meteen bij het bereiken van het eindpunt.
25 ml xM KOH wordt getitreerd met 16 ml 0,27M HCl.
Een titratie is een redelijk snelle methode om de concentratie te bepalen van bepaalde, in water opgeloste stoffen, waarbij apparaten worden gebruikt die heel precies de volumes kunnen lezen van oplossingen, zoals pipetten, buretten en maatkolven.
Een ander woord voor titratie zou kunnen zijn "volumetrie".
Aan de basis van de zuur-base titratie ligt natuurlijk een zuur-base reactie. Daarin reageren zuur en base met elkaar in een vastliggende molverhouding.
Zodra de twee elkaar hebben geneutraliseerd heb je "equivalente" hoeveelheden samengevoegd (en is het equivalentiepunt bereikt).
Wat is de equivalente hoeveelheid NaOH voor 0,3 mol zwavelzuur?
Normaal gesproken reageren in een titratie rustig en snel de twee opgeloste stoffen totdat de reactie stopt: dat is als equivalente hoeveelheden zijn samengevoegd.
In de praktijk - jammer, maar helaas - is het vrijwel onmogelijk om precies te stoppen op het moment dat het equivalentiepunt is bereikt. Meestal ga je net ietsje te lang door. Alleen al die laatste druppel bevat ff teveel.
Anders gezegd: het eindpunt van de titratie zal meestal even voorbij het equivalentiepunt liggen. Er zal altijd net iets te veel titreervloeistof worden toegevoegd (uit de buret), maximaal een druppel, als je het goed doet.
Officieel mag de fout niet meer worden dan 0,5%.
De indikator is natuurlijk de grootste hulp om te weten wanneer je moet stoppen. Let op: dan moet je wel de juiste indikator kiezen en dat is niet altijd gemakkelijk.
Bij een titratie hebben we 3 ml van de tittreervloeistof (uit de buret) nodig (= ± 60 druppels). Stel nu dat we een halve druppel teveel moeten toevoegen om de kleuromslag te zien, is deze titratie dan nauwkeurig genoeg?
Bij eenvoudige titraties zal altijd de concentratie van de titreervloeistof (de oplossing in de buret) goed bekend zijn. Op die manier kun je de concentratie van de andere oplossing berekenen.
Meer over titraties en haar toepassingen kun je vinden in een andere module (14). (Kwantitatieve analyse)
Bij een titratie van een oplossing van xM HNO3 bleek 19,87 ml 0,0978M NaOH nodig te zijn.
De molariteit van de HNO3-oplossing ligt dicht bij de 0,2M, maar precies weten we het niet.
Bereken de exacte molariteit.
Bij een zuur-base titratie zal niet altijd de pH van het equivalentiepunt 7 zijn. De pH hangt af van de eigenschappen van het product (meestal een zout). Het product kan namelijk opgebouwd zijn uit deeltjes met zure of basische eigenschappen.
Bijvoorbeeld: als het product natriumacetaat is (een zout) zullen de natrium-ionen de pH niet beïnvloeden, maar de acetaat-ionen wel degelijk. Acetaat is een zwakke base en dus zal de oplossing na een titratie van HAc met NaOH (met NaAc als eindproduct bij het eindpunt) een basisch milieu hebben.
De titratie eindigt bij een pH>7.
We kunnen de volgende algemene regels toepassen:
titraties van een sterk zuur met een sterke base hebben eind pH = 7
titraties van een sterk zuur met een zwakke base hebben eind pH < 7
titraties van een zwak zuur met een sterke base hebben eind pH > 7
Leg uit waarom de eind-pH van de titratie van azijnzuur met NaOH(aq) groter dan 7 zal zijn.
Dan zal het je nu ook wel duidelijk zijn dat de keuze van indikator bij een titratie belangrijk is en afhankelijk van de soort van titratie: Je moet altijd nagaan of het product een neutrale, zure of basische oplossing veroorzaakt en een indikator kiezen die bij dat milieu van kleur verandert.
Zal methyloranje als indikator geschikt zijn bij een titratie van HAc met NaOH?
Leg je antwoord uit
Er zijn ook bijzondere titraties:
Bijvoorbeeld, als directe bepaling van een concentratie niet mogelijk is. Misschien is de te onderzoeken stof een gas of een vaste onoplosbare stof. Of misschien onstabiel. Wat doe je dan?
Het is mogelijk om een indirecte titratie uit te voeren.
De stof die je wilt bepalen moet dan eerst volledig reageren met een "tussenstof" of een "vervanger".
Je weet precies hoeveel tussenstof je eerst had.
Je bepaalt (door een titratie) hoeveel tussenstof over is na de reactie.
Dan kun je berekenen hoeveel van de oorspronkelijke stof er was.
Marmer bevat een hoog gehalte aan calciumcarbonaat. Dat is onoplosbaar in water en kan dus niet direct worden getitreerd.
Nu kun je het volgende doen: je weegt een hoeveelheid marmer heel nauwkeurig af. Als je dan later berekend hebt hoeveel calciumcarbonaat er in dit marmer zat dan weet je ook het gehalte. Maar hoe doen we dit in de praktijk?
Je brengt die afgewogen hoeveelheid marmer in een exact bekende hoeveelheid (meer dan genoeg = een overmaat) sterk zure oplossing waarvan je de concentratie precies kent.
Alle calciumcarbonaat uit het marmer reageert met het zuur tot het op is. Er blijft een hoeveelheid zuur over.
D.m.v. een titratie bepalen we vervolgens hoeveel zuur er over was. Dat trek ja af van de oorspronkelijke hoeveelheid zuur en dan ken je de hoeveelheid zuur die met het calciumcarbonaat gereageerd heeft.
Je kent de reactievergelijking van het zuur met calciumcarbonaat, dus de molverhouding.
Dus kun je nu een berekening uitvoeren, de hoeveelheid calciumcarbonaat achterhalen en het gehalte daaraan in het marmer vaststellen.
Exact 10 gram marmer werd opgelost in 150 ml 1M HNO3. Er vormde zich een gas dat door verwarming werd verwijderd.
Daarna werd het restant salpeterzuur getitreerd met 10 ml 0,2M NaOH.
Bereken het carbonaatgehalte in marmer.
De indikatoren in tabel VIII zijn allemaal zuur-base indikatoren.
Er bestaan ook redox-indikatoren die we gebruiken bij redoxtitraties (andere module).
De zuur-base indikator is meestal een organisch zwak zuur met een nogal complexe structuur. Afgekorte formule: HIn.
HIn + H2O H3O+ + In-       (evenwicht IND)
HIn heeft kleur 1         In- heeft kleur 2
Stel je deze indikator voor in zuur milieu, bijvoorbeeld in een oplossing van zoutzuur.
In dat milieu domineren de (H3O+)-ionen en het evenwicht IND verplaatst zich naar links. Je kunt ook zeggen dat in zuur milieu de indikator vooral de vorm aanneemt van HIn, en dus overheerst de kleur 1.
Leg in eigen woorden uit wat de situatie is van een indikator in basisch milieu.
Elke indikator heeft een omslagtraject die je kunt vinden in de tabel.
Een voorbeeld: Methyloranje heeft een omslagtraject van 3,1 - 4,4 (rood-oranje)
Stel je een sterk aangezuurde oplossing voor met pH=1. Doe je er een paar druppels van het Methyloranje bij dan krijgt de oplossing de kleur rood.
Nu gaan we sterke base toevoegen (KOH(aq)) en het zuur wordt beetje bij beetje geneutraliseerd en de pH-waarde zal langzaamaan stijgen. Het begon met pH=1, langzaam stijgt die waarde.
Als de waarde 3,1 wordt gepasseerd dan begin je kleurverandering te zien van rood naar oranje. Pas bij het bereiken van de pH-waarde 4,4 is de kleur echt definitief oranje geworden.
Binnen de overgangszone, het omslagtraject, zal de kleur een mengvorm zijn van de twee kleuren.
Is de bewering waar of onwaar? Leg je antwoord uit.
"In het omslagtraject van de indikator ligt het evenwicht niet erg links en niet erg rechts."
Nogmaals: de kleur van de indikator hangt af van het milieu van de oplossing.
In zuur milieu ligt evenwicht IND links en dan overheerst de kleur van de moleculen HIn.
Let er op dat het omslagtraject lang niet altijd in de buurt van de 7 ligt!
Fenolftaleïne en Methyloranje zijn zuur-base indikatoren. Beide zijn zwakke zuren, maar één is minder zwak dan de ander.
Welke is de zwakste? Leg je antwoord uit.
Welke kleur krijgt thymolblauw in een oplossing van 1M KOH?
Wat domineert in de oplossing: Het HIn molecuul of het ion In-?
Het is de bedoeling dat je een aantal zuur-base reacties gaat onderzoeken aan de hand van onderstaande 8 aktiepunten.
Zo mogelijk krijg je in een praktikumlokaal de benodigde stoffen. Anders blijft het bij een gedachtenexperiment.
Na elke waarneming moet je proberen een (voorlopige) konklusie te trekken.
De 8 aktiepunten voor elke reactie zijn:
De te onderzoeken reacties zijn:
Welke deeltjes zijn bij de reactanten aanwezig? (ionenformules, molecuulformules, structuurformules.)
Welke van die deeltjes zijn de sterkst aanwezige zuur en base en tot welke kategorie behoren zij?
Onderzoek de oplossingen met lakmoespapier en metuniverseel indikatorpapier of een pH-meter. De afgelezen zuurtegraad moet je noteren. Let op: het zuur in een brede reageerbuis.
Schrijf de protolysereacties op van het zuur en de base. Indien het zuur of de base méér dan één proton kan afstaan of opnemen, schrijf dan meerdere protolysereacties op.
Schrijf de totaalreactie op; zoveel mogelijk met ionenformules. Aan welke kant ligt het evenwicht?
Schrijf de formules op van de producten. (ionen-, molecuul- en structuurformules)
Voeg aan het zuur enkele druppels indikator toe en voeg daarna met kleine beetjes tegelijk de base toe aan het zuur. Noteer de waarnemingen en kontroleer of deze overeenkomen met de totaalreactie en met de tabel.
Zijn er vervolgreacties? Zo ja, schrijf ze op.
1M zoutzuur + IJzer(II)sulfide (in de zuurkast)
Aluminiumsulfaat + 1M Natronloog
Uitgeademde lucht langdurig doorblazen (rietje) in Kalkwater.
We kiezen als voorbeeld de eerste reactie: oxaalzuur(aq) + kalkwater.
Let op: we hebben dus te maken met twee oplossingen die we samen gaan voegen.
Welke deeltjes zijn bij de reactanten aanwezig? (ionenformules, molecuulformules, structuurformules.)
Welke van die deeltjes zijn de sterkst aanwezige zuur en base en tot welke kategorie behoren zij?
sterkst aanwezige zuur is het oxaalzuur H2C2O4
sterkst aanwezige basis moet zijn: OH-
Onderzoek de oplossingen met lakmoespapier en met universeel indikatorpapier of een pH-meter. De afgelezen zuurtegraad moet je noteren. Let op: het zuur in een brede reageerbuis.
In de praktijk zal blijken: de zuuroplossing krijgt met lakmoes een rode kleur en de kalkwater oplossing wordt blauw.
De overige gegevens kunnen alleen met de juiste apparatuur worden afgelezen
Schrijf de protolysereacties op van het zuur en de base. Indien het zuur of de base méér dan één proton kan afstaan of opnemen, schrijf dan meerdere protolysereacties op.
H2C2O4 2H+ + C2O42-         H2C2O4 H+ + HC2O4-         HC2O4- H+ + C2O42-
OH- + H+ H2O
Schrijf de totaalreactie op; zoveel mogelijk met ionenformules. Aan welke kant ligt het evenwicht?
omdat er een neerslag wordt gevormd (het zout calciumoxalaat) verdwijnen de producten uit het evenwicht. Oftewel: het evenwicht schuift helemaal naar rechts, naar de producten.
Schrijf de formules op van de producten. (ionen-, molecuul- en structuurformules)
Ca2+ en C2O42- (in een ionrooster)
Voeg aan het zuur enkele druppels indikator toe en voeg daarna met kleine beetjes tegelijk de base toe aan het zuur.
Noteer de waarnemingen en kontroleer of deze overeenkomen met de totaalreactie en met de tabel.
Alleen uit te voeren in het laboratorium. Maar je zult zien dat elke keer de kleuromslag plaats vindt.
Zijn er vervolgreacties? Zo ja, schrijf ze op.
In eerste instantie worden oxalaat-ionen en water gevormd, maar meteen blijkt dat de Calcium-ionen (van het kalkwater) met de oxalaat-ionen een slecht oplosbaar zout vormen; er zal dus een neerslagvorming gezien worden. Er vormt zich een vast stof. De oplossing wordt wit-troebel.
Het is de bedoeling dat je drie buffermengsels gaat maken en controleren aan de hand van de rechtsonderstaande 6 actiepunten.
Daartoe kan gekozen worden uit de onderstaande zes stoffen die in de juiste hoeveelheid moeten worden afgewogen of afgetapt:
Zo mogelijk krijg je in een praktikumlokaal de benodigde stoffen.
Hopelijk kun je gebruik maken van een praktikumlokaal.
Anders blijft het bij een gedachtenexperiment.
Noteer je waarnemingen en conclusies
De te gebruiken stoffen zijn:
De 6 aktiepunten voor elke reactie zijn:
Je moet dus in totaal drie buffermengsels bedenken en maken met behulp van:
Maak je keuze; kies twee stoffen die samen een goed buffermengsel kunnen vormen.
Maak het buffermengsel in een volume van ongeveer 100 ml en met een buffercapaciteit van 1 mol/l.
Bereken de pH met behulp van de bufferformule en kontroleerje berekening door die pH te meten met een pH-meter of met pH-papier.
Verdeel het buffermengsel in twee delen van ongeveer 50 ml.
Voeg enkele druppels sterk zuur toe aan:
50 ml leidingwater waarvan je de pH al gemeten hebt
Meet van beide oplossingen (dus na de toevoeging van het sterke zuur) de pH-waarden m.b.v. pH-indikatorpapier.
Voeg enkele druppels sterke base toe aan:
Meet van beide oplossingen (dus na de toevoeging van de sterke base) de pH-waarden m.b.v. pH-indikatorpapier.
Maak je keuze; kies twee stoffen die samen een goed buffermengsel kunnen vormen.
We kiezen bijvoorbeeld de stoffen ammoniumchloride en ammonia. D.w.z. we voegen dan samen: NH4+ionen en NH3.
Dan hebben we een geconjugeerd zuur-base paar.
Het ammonium-ion is het zwakke zuur en het ammoniak is de zwakke (geconjugeerde) base.
Maak het buffermengsel in een volume van ongeveer 100 ml en met een buffercapaciteit van 1 mol/l.
1 mol per liter betekent in de praktijk ongeveer 0,1 mol per 0,1 liter (=100 ml) Dus moeten we samenvoegen: 0,1 mol ammoniumchloride en 0,1 mol ammoniak in water tot een eindvolume van 100 ml. Je kunt dit doen in een maatkolf van 100 ml die alvast een beetje gedestilleerd water bevat. Dan voeg je de twee stoffen toe en tenslotte vul je met water aan tot de merkstreep van 100 ml.
Bereken de pH met behulp van de bufferformule en kontroleerje berekening door die pH te meten met een pH-meter of met pH-papier.
Het zwakke zuur is ammonium en dat heeft een pKA (zie tabel) van ongeveer 10
de concentraties van zuur en van base zijn gelijk en wel; 0,1mol/l. Dat kan ingevuld worden in de bufferformule
Je krijgt dan: pH = 10 - log 0,1/0,1 = 10
Verdeel het buffermengsel in twee delen van ongeveer 50 ml.
Voeg enkele druppels sterk zuur toe aan:
50 ml leidingwater waarvan je de pH al gemeten hebt
Meet van beide oplossingen (dus na de toevoeging van het sterke zuur) de pH-waarden m.b.v. pH-indikatorpapier.
Dit kan alleen maar in de praktijk gedaan worden. Je kunt wel het volgende verwachten:
een paar druppels sterk zuur (zoals zoutzuur) toegevoegd aan gedestilleerd water zal meteen een flinke daling van de pH veroorzaken.
Het gedestilleerde water zou een pH van ongeveer 6 kunnen hebben en meteen na toevoeging van het zuur daalt die pH tot bijvoorbeeld 2.
Echter, als je datzelfde zuur toevoegt aan het buffermengsel met pH 10, dan zal de pH nauwelijks dalen. Bijvoorbeeld van 10 naar 9,9
Voeg enkele druppels sterke base toe aan:
Meet van beide oplossingen (dus na de toevoeging van de sterke base) de pH-waarden m.b.v. pH-indikatorpapier.
Dit kan alleen maar in de praktijk gedaan worden. Je kunt wel het volgende verwachten:
een paar druppels sterke base (zoals natriumhydroxide) toegevoegd aan gedestilleerd water zal meteen een flinke stijging van de pH veroorzaken. Het gedestilleerde water zou een pH van ongeveer 6 kunnen hebben en meteen na toevoeging van de base stijgt die pH tot bijvoorbeeld 10.
Echter, als je diezelfde base toevoegt aan het buffermengsel met pH 10, dan zal de pH nauwelijks stijgen. Bijvoorbeeld van 10 naar 10,1