H8 Zuren en Basen Curie Deel 2 2011

Z u u r g r a a d ; p H

Rodekool bevat kleurstoffen die de kool paars maken. Als je fijnge-sneden rodekool met water kookt, ontstaat een paarse oplossing van deze kleurstoffen. Als je enkele druppels van deze oplossing voegt bij andere oplossingen, kunnen er verschillende kleuren ontstaan: ' Zure oplossingen, zoals azijn, worden rood. ° Basische oplossingen krijgen een blauwe, groene of gele kleur.

Voorbeelden van basische oplossingen zijn ammonia en zeep-water.

« Oplossingen die niet basisch of zuur zijn, blijven paars.

De zuurgraad of pH is een getal dat aangeeft in welke mate een oplossing zuur, basisch of neutraal is. Bij 25 °C geldt: pH < 7,0 zure oplossing pH ~ 7,0 neutrale oplossing pH > 7,0 basische oplossing Hoe zuurder een oplossing, des te lager de pH; hoe basischer een oplossing, des te hoger de pH.

Figuur 8.1 Wijn heeft een pH van ongeveer 4. Jus d'orange heeft een pH van ongeveer 3. Ditbetekent dat jus d'orange tien maal zo zuur is als wijn.

pH-indicatoren Rodekoolsap is een pH-indicator, een zuur-base indicator of kortweg indicator. Rodekoolsap heeft het bezwaar dat het snel bederft. Daar-om gebruik je meestai andere pH-indicatoren, bijvoorbeeld lakmoes.

Deze kleurstof is meestai op een papieren stripje aangebracht. Lak-moes is rood in een zure oplossing en blauw in een basische oplos-sing.

Methylrood

VIethyloranje 1 1

-enolftale'ien

pH

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Fiqilur 8,2 In een 'universeel-indicator'zijn meerdere indicatoren op een strool<je aangebracht. Voor elke pH geeft hetstrookje een andere kleurencombinatie aan.

Een pH-indicator (of indicator) is een stof die door middel van zijn kleur aangeeft tussen welke waarden de pH van een oplos-sing ligt.

Met pH-indicatoren kun je de pH van oplossingen ongeveer vaststel-len. Zo heeft methylrood beneden pH = 4,4 de kleur rood, en boven pH = 6,2 geel. In het gebied tussen deze pH-waarden geeft methyl-rood een mengkleur. Bij een geleidelijke verandering van de pH zie je daar de kleur omslaan. Het gebied tussen pH = 4,4 en pH = 6,2 noem je het omslagtraject Yan deze pH-indicator.

De kleuren van methylrood bij verschillende pH's zijn: - pH < 4,8 rood

omslagtraject 4,8 - 6,0 mengkleur (oranje) * pH > 6,0 geel In BINAS tabel 52 A vind je zuur-base indicatoren, hun kleuren en hun omslagtrajecten.

pH-meter Een pH-meter is nauwkeuriger dan een indicator. pH-indicatoren als methylrood en broomthymol-blauw werken in een bepaald pH gebied, maar met een pH meter kun je alle zuurgraden meten.

r i g u u r S . ] Werken met een digitalepH-meter. i

Zure oplossingen Een zure oplossing bevat H+ ionen. Het H+ ion is gehydrateerd; het is met een watermolecuul zo sterk gebonden, dat er een covalente bin-ding gevormd wordt. Daarom schrijf je meestai H3O+. Dit ion noem je het oxoniumion.

Een zure oplossing bevat Hp+{aq) ionen.

Bekende stoffen die met water een zure oplossing geven zijn: waterstofchloride, HCl(g), salpeterzuur, HN03(1), zwavelzuur, H2S0^(1), en fosforzuur, H3P0^(s). Bij oplossen in water worden steeds H3O+ ionen gevormd, bijvoorbeeld:

HC1 + H20^H30+ + C1-HNO3 + H2O H3O+ + NO3-

Zo'n reactie wordt de ionisatie van een zuur genoemd. De oplossing van HCl i n water heet zoutzuur. (Zie ook BINAS tabel 66 A (103).)

Zwavelzuur en fosforzuur zijn voorbeelden van stoffen die per mole-cuul meer dan een H3O+ ion kunnen vormen. Bij het oplossen van zwavelzuur in water treedt trapsgewijze ionisatie op:

H2SO4 + HÔ H3O+ -I- HSO4-

USO- + H3O+ -I- 50^2-

Bij het oplossen van fosforzuur in water kunnen in drie stappen H3O+ ionen worden gevormd:

H3PO4 + H p ^ H3O+ + H2PO4-

H2PO4- + HÔ ^ H3O+ + HPO42-

H P O / - + H2O ^ H3O+ + PO^s-

Zuren Niet alleen moleculen kunnen H+ ionen afstaan, er zijn ook ionen die dat kunnen. Natriumwaterstofsulfaat, NaHSO^, splitst bij oplossen in water i n Na+ en HSO^~ ionen. Er ontstaat dan een zure oplossing door de ionisatie van het waterstof sulfaation:

oplossen NaHSO^ > Na+ + HSO^-HSO4- + HÔ ^ H3O+ -1- 80^2-

Ammoniumchloride, NH^Cl, splitst bij oplossen in water in ammo-niumionen, NH^+, en Cl~ ionen. De ammoniumionen staan H+ ionen af en geven zo een zure oplossing:

oplossen NH^Cl > NH^+ + Cl-

+ H20 H30+ + NH3

Een molecuul of ion dat een H+ ion afstaat, noem je een zuur. Een H+ ion is een H atoom zonder elektron. Een H atoom heeft een proton i n de kern, en daaromheen een elektron. Een H+ ion is dus hetzelfde als een proton. Een zuur is dus eenprotondonor.

Een zuur is een deeltje (molecuul of ion) dat een proton afstaat.

Bij het woord 'zuur' komt een taalkundig probleem naar voren: zuur wordt namelijk i n twee betekenissen gebruikt: • een deeltje dat een H+ ion kan afstaan ' een stof met zure eigenschappen

In het eerste geval gaat het over de kleinste deeltjes, op microniveau. In het tweede geval gaat het over de tastbare stof, op macroniveau. Chemici gebruiken de term zuur i n beide betekenissen.

Zuursterkte Azijnzuur is ethaanzuur, CH3COOH, soms afgekort tot HAc. Een azijnzuuroplossing heeft een veel lager geleidingsvermogen voor elektriciteit dan zoutzuur van dezelfde concentratie. De verklaring hiervoor is als volgt:

Als je waterstofchloride i n water oplost, staan alle moleculen van waterstofchloride een H+ ion af. De afsplitsing bij HCl is volledig; er is geen evenwicht. Zoutzuur bevat alleen H30+(aq) en Cl~(aq) ionen en geen HCl moleculen. Als je azijnzuur in water oplost, staat slechts een klein deel van de azijnzuurmoleculen H+ ionen af. De protonafsplitsing is in dit geval een evenwichtsreactie die links ligt. Een oplossing van azijn-zuur bevat vooral ongesplitst HAc en maar weinig H3O+ en Ac ionen. De H3O+ concentratie is echter wel voldoende om de oplos-sing zuur te maken.

Waterstofchloride noem je een sterk zuur en azijnzuur is een zwak zuur.

Een zuur HZ is sterker naarmate het volgende evenwicht meer rechts l igt :

HZ + H20^--H30+ + Z-

HZ hoeft geen neutraal molecuul te zijn. Het kan ook een ion zijn, bijvoorbeeld NK^+ of HSO^-. In BINAS tabel 49 staan de zuren in volgorde van afnemende sterkte. Er zijn zeven sterke zuren: HCIO^, HI, HBr, HCl, H^SO , HNO3 en HCIO3 en het i n oplossing aanwezige H3O+. De andere zuren zijn zwak.

aantal vrije H' ionen

Fifjuur ilA De zuren HCl, en CHJCOOH zijn hier gerangschild volgens afnemende sterlcte. In een 0,1 molair oplossing heeft HCl voor 100% H^ ionen afgestaan, H/0^ voor 24% en CHJCOOH voor minder danl%.

Sterke zuren Bij sterke zuren is er geen evenwicht;

HCl + H2O -> H3O+ + Cl-H2SO4 + H p ^ H3O+ + USO-

Zwakke zuren De zuren HSO^", CH3COOH en NH^+, zijn voorbeelden van zwakke zuren. Ze reageren in water als evenwichtsreacties;

HSO- + u p ^ H3O+ + 80^2-CH3COOH + u p ^ H3O+ + CH3COO-NH4+ + H20^±H30+ + NH3

Zuren die het element zuurstof bevatten, Imnnen ontstaan door de niet-metaaloxide formule zuur reactie van sommige niet-metaaloxiden met water. Niet-metaaloxi- na reactie met water den zijn moleculaire stoffen.

CO2 H2CO3 Koolstofdioxide, C02(g), reageert met water tot koolzuur. Dit zuur is so H sOj niet stabiel. SO3 H so

P2O5 H3P0,

Ook koolzuur is een zwak zuur.

H2CO3 + H 2 O ^ H 3 O + - 1 - H C O 3 -

Zeer zwakke zuren AUe zuren die in BINAS tabel 49 onder H 2 O staan, zijn te zwak om een proton af te staan aan water. Een voorbeeld is ammoniak, NH3. Als NH3 een proton zou afstaan, zou er een zeer sterke base worden gevormd: NH2~. In de volgende paragraaf zal duidelijk worden dat een dergelijke zeer sterke base in een aflopende reactie reageert met water:

N H 2 - + H 2 0 ^ N H 3 + OH-

De reactie verloopt niet in omgekeerde richting.

Net als N H 3 zijn ook C H 3 - C H 2 - O H , 0 H ~ en zwak om aan water - i-een proton af te staan; ook dit zijn zeer zwakke zuren. CL

ro QJ e 0)

De zuurconstante Bij oplossingen van zwakke zuren is sprake van een evenwicht; je kunt hier de regels toepassen voor chemische evenwichten. Ook bij zuren geldt de evenwichtsvoorwaarde dat de concentratiebreuk gelijk is aan de evenwichtsconstante. Bijvoorbeeld azijnzuur i n water:

HAc+ H20jiH30+-l-Ac-

De evenwichtsvoorwaarde luidt:

[ H s O l j A c i [HAc] • [ H 2 O ]

of

[HAc]

Dit lean nog vereenvoudigd worden. De factor [H2O] stelt de concen-tratie van water voor, dus het aantal mol Hp per liter. Een mol heeft een massa van 18,0 g; een liter water heeft bij 25 °C een massa van 997 g.

Dus in zuiver water is [H„0] = 997gL ^ ^ ^ ^ J^QJ ^-i 18,0 g mol- i

Nu heb je hier niet te maken met zuiver water, maar met een verdun-de oplossing van azijnzuur. Daardoor zal [H2O] iets afwijken van de waarde 55,4. Maar deze concentratie is zo groot dat je [H2O] als een constante mag beschouwen. Dat is ook het geval bij oplossingen van andere zuren.

Als [H2O] constant is, dan is K • [Hp] ook constant. Voor dit laatste schrijf je K^. Je krijgt dan:

[H3O+] • [ A c j ]enoem.tK,de zuurconstante. [HAc]

Zuren geef je vaak aan met de algemene formule HZ. De algemene evenwichtsvoorwaarde is:

[H3OI • [Z-] =K, [HZ]

Voor alle zuren die in BINAS tabel 49 boven H3O+ staan geldt dat K^ >>1. Je beschouwt de afsplitsing van een H+ ion door deze zuren als een aflopende reactie.

Koolstofverbindingen met een OH groep Oplossingen van alkanolen in water zijn neutraal. De OH groep van een alkanol staat dus geen H+ af. De carbonzuurgroep(-COOH) bestaat uit een OH groep die is gebon-den aan een C=0 groep. Deze groep kan wel H+ afstaan. Kennelijk hebben groepen invloed op elkaar. Dat bli jkt ook bij benzenol, CgHjOH, met de triviale naam fenol. Ook deze stof is een (zwak) zuur. Zie BINAS tabel 49: de pH van een fenoloplossing is kleiner dan 7,0.

, 8 3 ,

Basische oplossingen

Een basische oplossing bevat hydroxide-ionen: OH~(aq).

De stoffen natriumhydroxide, NaOH, kaliumhydroxide, KOH, calciumhydroxide, Ca(0H)2, en bariumhydroxide, Ba(0H)2, zijn zou-ten: ze zijn opgebouwd uit ionen. NaOH bijvoorbeeld bestaat uit Na+ ionen en hydroxide-ionen, 0H~. Bij het oplossen in water splitsen deze stoffen i n metaalionen en 0H~ ionen. Daarbij ontstaan basische oplossingen.

NaOH(s) > Na+(aq)-t-OH-(aq)

Ook als je de oxiden van deze metalen in water oplost, ontstaan OH" ionen, bijvoorbeeld:

CaO-i-H20 > Ca2+ + 2 0 H -

De oplossing van NaOH noem je natronloog, die van KOH kaliloog. Een oplossing van Ca(0H)2 heet kalkwater (zie ook BINAS tabel 103 A). De oplossingen van deze zouten zijn volledig geioniseerd: je noemt deze oplossingen sterke basen.

Basen De kenmerkende eigenschap van basen is dat ze H+ ionen kunnen opnemen. Ze kunnen dus een zuur, dat H+ ionen kan afstaan, neutra-liseren. Als bij zoutzuur een oplossing van natronloog wordt gedaan, treedt de volgende reactie op:

H30+-fOH-^2H20

Een base is een deeltje (molecuul of ion) dat een proton opneemt.

Basesterkte Ammoniak, NH^, is een kleurloos gas dat lichter is dan lucht. Het gas heeft een doordringende geur en is zeer goed oplosbaar i n water. De oplossing van ammoniak i n water heet ammonia, en is onder die naam in de winkel te koop.

Als je lakmoes toevoegt aan ammonia kleurt de oplossing blauw: ammonia is een basische oplossing. De blauwe kleur wijst op de aanwezigheid van 0H~ ionen. Ammoniak is dus net als natrium-hydroxide een base; het kan H+ ionen opnemen. Het geleidingsvermogen van ammonia is klein vergeleken met natronloog. Dat bewijst dat lang niet alle ammoniakmoleculen een H+ ion hebben opgenomen. Ammoniak is een zwakke base.

Onthoud het volgende over basesterkte: Sterke basen reageren met water voor 100% tot 0H~ ionen. De reacties zijn aflopend.

' Zwakke basen reageren met water niet voor 100% tot OH" ionen. De reacties zijn evenwichtsreacties.

Bij oplossen van ammoniak in water neemt een deel van de NH^ moleculen een H+ ion op van een Up molecuul:

De gevormde NH^+ ionen heten ammoniumionen.

Het evenwicht van deze reactie ligt sterk links. Bij kamertempera-tuur is in een 0,1 M ammoniak oplossing maar 1% van alle NH^ mole-culen omgezet in een NH^+ ion. Je noteert een oplossing van ammo-niak in water daarom als NH3(aq). Hoewel er maar weinig 0H~ ontstaat, net zo weinig als NH^+, is die hoeveelheid toch genoeg om voor een pH van circa 11 te zorgen.

Ook aminen zijn basische stoffen. De oplossing van een amine in water is basisch, net als die van ammoniak.

CH3 - NH2 + H2O ^ CH3 - NH3+ + OH-

Een base B is sterker naarmate het evenwicht B + H^O HB+ + 0H~ meer rechts ligt.

Sterke basen Sommige negatieve ionen zijn zeer sterke basen. Een voorbeeld is het oxide-ion. Het oxide-ion O^- komt voor i n metaaloxiden. In hoofdstuk 4 heb je geleerd dat geen enkel metaaloxide kan oplossen i n water. Maar in BINAS tabel 45 A zie je dat Nap , K2O, CaO en BaO wel kunnen reageren met water. Omdat het oxide-ion een zeer sterke base is, zal het in

water onmiddellijk een H+ ion aan een watermolecuul onttrekken. Daardoor worden hydroxide-ionen gevormd;

02- + H2O ^ 2OH-

Deze reactie treedt op als je natriumoxide, kaliumoxide, calciumoxi-de of bariumoxide i n water brengt. Bijvoorbeeld de reactie van water metK20:

Kfiis) H2O ^ 2 K+ + 2 OH-

Bij deze reactie reageert water als zuur. Er wordt een H+ ion overge-dragen aan de base O^-. Alle oxiden van metalen uit groep 1 en 2 van het Periodiek Systeem reageren met water.

In BINAS tabel 49 staan de sterkste basen rechts onderaan. Het zijn: H - 02- NH2- CH3-CH2O- en 0H-.

Zwakke basen Als je natriumfosfaat, Na^PO , oplost i n water, stijgt de pH van de oplossing. Dat komt doordat de P0^3- ionen reageren als base.

H2O + PO^s-^ HPO42- + H2O

Het P0^3- ion is een voorbeeld van een negatief ion dat als zwakke base optreedt. Alle basen in BINAS tabel 49 tussen 0H~ en ClO^" zijn zwakke basen.

Zeer zwakke basen AUe basen die i n BINAS tabel 49 boven H2O staan, zijn te zwak om met H30+(aq) ionen te reageren. Een voorbeeld is het Cl~ ion. Als dit ion een H+ zou opnemen, zou het sterke zuur waterstofchloride ontstaan. Sterke zuren kunnen echter niet ontstaan in water want ze zijn i n water voor 100% gesplitst i n ionen. Met waterstofchloride gebeurt in water het volgende:

HCl + H2O ^ H3O+ + Cl-

De reactie verloopt niet in omgekeerde richting: de Cl" ionen reage-ren niet met de HgO+ ionen. Wat voor Cl" geldt, gaat ook op voor ClO^- r , Br^, HSO^-, NO^- en ClOf. Deze negatieve ionen zijn dus zeer zwakke basen.

Baseconstante Net als bij zuren kun je de evenwichtstheorie toepassen op basen. Bijvoorbeeld het evenwicht dat optreedt als ammoniak in water oplost:

NH„ + H„05=iNH+ + 0 H -3 2 4

De evenwichtsvoorwaarde luidt:

[NH4+]-[0H-] m^]-[Up]

Deze evenwichtsvoorwaarde kun je ook schrijven als:

M 4 ! H 2 H i = j c - [ H , o ] [NH3]

Net als bij de zuren kun je voor K • [H^O] een andere constante opschrijven want [H2O] = constant. Je noemt die constante de base-constante K^^.

Dus:

[ N H / ] - [ O H i [NH3] " ^

Voor het oplossen van basen in het algemeen geldt:

B + H20^HB+ + 0H-

De algemene evenwichtsvoorwaarde luidt dus:

[HB+]-[OH-]

m ' Wanneer een negatief ion als base fungeert, krijg je:

B- + H20?:tHB + 0 H -

De evenwichtsvoorwaarde luidt dan:

[ H B + H O H i

Naarmate kleiner is, is de base B zwakker en naarmate groter is, is de base sterker. BINAS tabel 49 geeft ook JC, waarden.

zuren basen

sterk

zwak

zeer zwak

waterstofjodide HI jodide |- zeer waterstofbromide HBr bromide Br- zwak waterstofcliloride HCl chloride c i -

zwavelzuur H,SO, waterstofsulfaat HSO,-

salpeterzuur HNO3 nitraat NO3-oxonium H3O* water H2O

zwaveligzuur SO2+H2O (H2SO3) waterstofsulfiet HSO3- zwak waterstofsulfaat HSO,- sulfaat s o / -

fosforzuur H3PO, diwaterstoffosfaat H2PO4-azijnzuur CH3COOH acetaat CH3COO-koolzuur CO2 + H2O (HJCO3) waterstofcarbonaat HCO3-diwaterstofsulfide H S waterstofsulfide HS-

diwaterstoffosfaat H,PO,- monowaterstoffosfaat HP0,2-waterstofsulfiet HSO3- sulfiet SO32-ammonium N H / ammoniak NH3 waterstofcarbonaat HCO3- carbonaat COjZ-

monowaterstoffosfaat HPO/- fosfaat P0,3-

waterstofsulfide HS- sulfide

water H^O hydroxide OH- sterk hydroxide OH- oxide 02-

H

X

cr Ol

. Z u u r - b a s e k o p p e l s

Je Jiebt liet ammoniumion, NH^+, als een zuur leren kennen en het ammoniakmolecuul, NH^, als een base. Zij vormen samen eenzuur-

] 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.

a Een zuur is een protondonor; een base is een protonacceptor. Een zuur-base reactie is een reactie waarbij protonenoverdracht plaats-vindt; er ontstaat een zwakker zuur en een zwakkere base.

HZ-i-B?±Z- + HB+

o

De p i j l wijst altijd van het zuur naar de base. Je noemt HZ het geconjugeerde zuur van Z". En Z~ is de geconjugeerde base van HZ. Geconjugeerd betekent: bij elkaar horend.

Voor HZ kun je ook een positief ion nemen (NH^+) ofeen negatief ion (H2P0^~). Voor B kun je ook een negatief ion nemen (0H~ HPO^^-)

Een zuur-base reactie is een reactie tussen een zuur en een base, waarbij protonen worden overgedragen.

Neutralisatiereacties Neutralisatiereacties zijn zuur-base reacties waarbij de pH na de reactie ongeveer 7 is. Natronloog is een basische oplossing: pH > 7. Als daarbij zoutzuur wordt gedruppeld, wordt de oplossing minder basisch: de pH daalt. Op een bepaald moment is het basische karakter juist opgeheven: pH ^ 7. De zure en basische oplossing hebben elkaar dan geneutraU-seerd. Als je doorgaat met het toedruppelen van de zure oplossing wordt de oplossing steeds zuurder; pH < 7.

Je hebt i n paragraaf 8.3 al kennisgemaakt met deze belangrijke neu-traUsatiereactie. Het is de reactie van een sterk zuur met een sterke base. Bij deze reactie ontstaat het neutrale water (pH=7). Je kunt de reactie van een sterk zuur en een sterke base noteren als: L

H3O+ + OH- ^ 2 H p

Bij een neutralisatiereactie maak je van een zure of basische oplossing een neutrale oplossing.

Als je de oplossing van een sterk zuur voegt bij een oplossing van NaOH, KOH, Ca(0H)2 of Ba(0H)2, dan vindt steeds dezelfde reactie plaats; H3O+ reageert met OH".

Fifjuur 8,7 Door citroensap over vis te druppelen worden vies ruikende (basisckie) aminen geneutraUseerd.

Opstellen vergelijking zuur-base reacties Bij veel zuur-base reacties is het opstellen van de reactievergelijking iets complexer: wanneer een zwak zuur reageert met een sterke base, wanneer een sterke base reageert met een zwak zuur of wanneer een zwak zuur reageert met een zwakke base.

Bij het opstellen van zuur-base reacties is het handig om een schema te gebruiken.

Als eerste voorbeeld de eenvoudige reactie van het sterke zuur zout-zuur met de sterke base natronloog. Bij het opzetten van het schema ga je ervan uit dat geen van de stof-fen in overmaat aanwezig is. Er is dan evenveel mol H3O+ als OH". De Na+ ionen en de Cl" ionen zijn tribune-ionen; ze reageren niet en worden weggelaten i n de reactievergelijking.

tN

Q.

voor de reactie reactievergelijking na de reactie

H3O+ (aq), C[-(aq), Na+(aq), OH-(aq), H20(l) H 0+ (aq) + OH-(aq) - ^ 2 H20(l) Na+(aq), Cl-(aq), H,0(l)

Bij zuur-base reacties waar zwakke zuren reageren met sterke basen, noteer je het zuur niet als HgO+maar als het zuur i n ongesplitste vorm. Het zwakke zuur is immers maar voor een klein percentage gesplitst in ionen. Bijvoorbeeld azijnzuur. In een oplossing van azijnzuur zijn weinig H3O+ ionen aanwezig en je noteert deze oplossing daarom als CH3-C00H(aq) of HAc(aq).

m Wanneer een azijnzuuroplossing reageert met natronloog, kun je de reactie als volgt noteren:

voorde reactie reactievergelijking nade reactie

CH3C00H(aq), Na+(aq), OH-(aq), H^O(l) CH3C00H(aq) + OH-(aq) H^Oil) + CH3COO- CHjCOOlaq), H20(l), Na+(aq)

Het Na+ ion komt niet in de reactievergelijking voor want het is een tribune-ion.

Als een zwakke base reageert met een sterk zuur, noteer je de base in ongesplitste vorm. Bijvoorbeeld bij de oplossing ammonia noteer je niet OH-(aq), maar NH3(aq) als reagerend deeltje. Immers: in een oplossing van ammo-niak (ammonia) is naar verhouding weinig OH-(aq) aanwezig en veel NH3(aq).

Bij de reactie van ammonia met zoutzuur noteer je het reactiever-loop als volgt:


H3O+ (aq), Cl-(aq), NH3(aq), HÔd) H3O+ (aq) + NH3(aq) ^ NH4+(aq) + HÔd) NH4+(aq), Cl" (aq), HÔd)

Als je azijn bij soda giet, gaat het hevig bruisen. Soda is natriumcar-bonaat, Na2C03(s) en azijn is een oplossing van azijnzuur, CH3COOH, in water. De soda lost eerst op in het water:

Na2C03(s) -> 2 Na+(aq) + C032-(aq)

Het carbonaation kan vervolgens 2 H 3 O + ionen opnemen. Als je dat in twee stappen opschrijft, krijg je de volgende reacties. In reactie 2 is het waterstof carbonaation de base:

C H 3 C O O H + CO32- HCO3- + CH3COO - reactie 1 C H 3 C O O H + HCO3- H2CO3 + CH3COO - reactie 2

Het koolzuur valt uit elkaar:

H2C03^H20 + C02(g)

In het schema ziet het er als volgt uit:


Na+, CO32-, H2O, CH3COOH CO32- + 2 CH3COOH - 4 H2CO3 + 2CH3COO - H2CO3, CH3COO HÔ, Na+

Voor en na de reactie is Na+ aanwezig. Dit is een tribune-ion; het Icomt daarom niet in de reactievergelijlcing voor. Azijnzuur is een zwak zuur dus schrijf je CHJCOOH in de vergelijlcing in plaats van H3O+. De stof H2CO3 valt uit elkaar in het gasvormige CO2 en H2O. De uit-eindelijke reactie is dus:

C032-(aq) -I- 2 CH3C00H(aq) ^ H20(l) -t- C02(g) + 2 CH3C00-(aq)

Je hebt in paragraaf 8.3 gelezen dat sommige basen te zwak zijn om met H3O+ ionen te reageren. Een voorbeeld is het Cl~ ion.

Bij het opstellen van de vergelijking van een zuur-base reactie kun je het beste uitgaan van het volgende stappenplan:

Opstellen vergelijking zuur-base reactie

1. Inventariseer welke moleculen, ionen en vaste stoffen voor de reactie aanwezig zijn. Zet hun formule links in het schema.

2. Zoek het sterkste zuur en de sterkste base op. Gebruik hier-voor zonodig BINAS tabel 49.

In deze tabel staan aan de linkerkant van de pagina's de zuren gerangschikt van sterk naar zwak (HClO^ is het sterkste zuur en H2 het zwakste zuur). Aan de rechterkant van de pagina staan de basen gerangschikt van zwak naar sterk (ClO^- is de zwakste base en H~ is de sterkste base).

3. Ga na hoeveel H+ionen de base kan opnemen.

Dit kan er een zijn, maar bij negatieve ionen rriet een lading van 2- of 3- ook meer dan een. Dus de base C0.^~ neemt twee H+ ionen op en de base P0^3- neemt er drie op. Ga zonder nadere gegevens altijd uit van het maximale aantal H+.

4. Schrijf het eerste gedeelte van de reactievergelijking op; neem hierbij alleen formules voor de p i j l die je bij je inventarisatie hebt staan.

Let op dat je zwakke zuren en zwakke basen ongesplitst in de reactievergelijking zet. Ook zouten die onoplosbaar zijn in water, bijvoorbeeld CaC03 mogen niet in losse ionen worden genoteerd.

Je noteert ze i n de reactievergelijlcing als vaste stof.

5. Schrijf op welke deeltjes en stoffen na de reactie aanwezig zijn. Zet deze stoffen rechts in het schema.

6. Ga na of er nog vervolgreacties mogelijk zijn met de deeltjes die rechts i n het schema staan.

Denk hierbij aan neerslagreacties of bijvoorbeeld de reactie

7. Controleer de lading. Er moet gelden: totale lading voor de pi j l = totale lading na de pij l .

Vast calciumcarbonaat (CaCO ) wordt overgoten met zoutzuur. 1. CaCOg is een onoplosbaar zout. Je noteert het als CaC03(s).

Zoutzuur is H3O+ + Cl" 2,3. COg - is de sterkste base en lean maximaal twee H+ opne-

men. 4,5. Het schema wordt:

voor de reactie reactievergelijlcing na de reactie

H3O+ (aq), Cl-(aq), H20(l), CaC03(s) 2 H3O+ (aq) + CaC03(s) H^COj + 2 H^O + Ca^^ H^COj, H20(l), Ca

6. Er vindt een vervolgreactie plaats namelijk: HpOg^CO^ + H p De uiteindelijke reactie wordt: 2 H3O+ + CaC03 3 H p + CO2 -1- Ca2+

7. Controleer de lading links en rechts van de pi j l . Links van de pi j l : 2 • (1+) = 2+ en rechts van de pi j l ook 2+.

Je hebt al gezien dat de metaaloxiden Na20, K2O, BaO en CaO met water reageren. Dit zijn zuur-base reacties waarbij water als zuur optreedt. In andere metaaloxiden, zoals ZnO en CuO, is het O^- ion zo sterk aan het metaalion gebonden, dat het oxide niet met water reageert.

ZnO zal wel reageren als in plaats van water een sterker zuur zoals zout-zuur wordt toegevoegd. Je stelt een schema op via het stappenplan:

2

1. ZnO is zeer slecht oplosbaar in water. Bij de stoffen voor de reactie schrijfje dit metaaloxide dus ongesplitst.

2/3. De sterkste base is het O^- ion in ZnO. Het heeft de elektro-valentie 2- en kan dus met twee H3O+ ionen reageren.

4/5. Het schema wordt:

uoor de reactie reactieuergeiijking na de reactie

ZnO, H3O+, HÔ, Cl- ZnO + 2 H3O+ Zn^^ + 3 HÔ Z n ^ HÔ, Cl"

6. Het Cl" ion van zoutzuur reageert niet met H3O+ want het is een negatief ion van een sterk zuur. Het zout ZnCl2 is een oplosbaar zout, er is dus geen vervolgreactie.

7. Je controleert links en rechts de lading: links 2 • 1-1- = 2+ en rechts 1 • 2-1- = ook 2-f-.

De reactievergelijking is dus: ZnO + 2H3O+ Zn2+ + 3 H2O

Koolstofdioxide en een basische oplossing In paragraaf 8.2 is aangegeven dat zuren die het element zuurstof bevatten, kunnen ontstaan door de reactie van niet-metaaloxiden met water. Een voorbeeld is de reactie van koolstofdioxide met water.

De lucht die we uitademen bevat koolstofdioxide, C02(g). Dit lost enigszins i n water op:

C02 (g )^C02 (aq) (1)

Vervolgens reageert het met water tot koolzuur, H2CO3.

C02-f-H20^H2C03 (2)

Als je koolstofdioxide i n natronloog leidt, reageert het eerst met water tot koolzuur. Dit zuur reageert direct door met OH", zodat evenwicht (2) aflopend wordt naar rechts:

(3) H2CO3 -I- OH- ^ HCO3- + H2O

Het waterstof carbonaation, HCO -, reageert ook als zuur:

HCO3- + OH- -> CO32- + H p (4)

Door deze vier reactievergelijkingen bij elkaar op te teilen, krijg je de vergelijking van de totaalreactie. Zie het volgende schema.

uoor de reactie reactieuergelijl(ing na de reactie

Na+, 0H- , CO2, HÔ CO2 + 2 OH- CO32- + H2O Na+, CO32-, HÔ

Kalkwater wordt gebruikt als reagens op koolstofdioxide: er ontstaat een troebeling als koolstofdioxide in kalkwater wordt geblazen. Dit komt doordat een neerslag ontstaat van slecht oplosbaar calciumcar-bonaat. Ook nu treden de processen (1) t /m (4) op, gevolgd door:

Ca2+ + C032--^CaC03(s) (5)

De vergelijking van de totaalreactie is:

uoor de reactie reactievergelijlcing na de reactie

Ca2+, OH", CO2, HÔ Ca2+ + C02 + 2 0H -^CaC03 + H20 CaCOj, H2O

Ook de andere niet-metaaloxiden die zuren kunnen vormen, kun-nen basische oplossingen neutraliseren. Zo kan zwaveldioxide met natronloog reageren tot een oplossing die, afhankelijk van de molverhouding, waterstofsulfiet- en/of sul-fiet-ionen bevat. Zwaveltrioxide reageert op dezelfde wijze tot waterstofsulfaat- en/of sulfaationen. Difosforpentaoxide reageert met water tot fosforzuur. Dit zuur reageert i n natron- of kaliloog direct met OH" tot (afhankelijk van de molverhouding) H2P0^- HPO^^- of P0^3-. De vergelijking met een overmaat natronloog is:


Na+, OH", P2O5, HjO P205 + 6 0H - ^ 2 P 0 4 3 - + 3H20 Nd^PO^^-.HÔ

Zure regen: oorzaken Regen is van nature enigszins zuur door de aanwezigheid van Icool-stofdioxide i n de lucht. De normale pH is ongeveer 5,6. Bij de ver-branding van steenkool en ohe komt er niet alleen meer koolstof-dioxide i n de lucht, maar ook zwaveldioxide en stikstofoxiden. Ook deze stoffen kunnen reageren met het regenwater waarbij zuren ont-staan, Regen waarin deze zuren zijn opgelost, wordt zure regen genoemd. De pH ervan Hgt tussen 3 en 5.

Fig II u r 8.9 Verbrandingsmotoren veroorzaken stikstofoxiden, die mede zure regen veroorzaken. Actie-groepen ageren daarom tegen de verdere toename van het luchtverkeer.

Zwaveldioxide ontstaat als brandstoffen worden toegepast die zwa-vel bevatten. Nederland heeft per jaar met ongeveer 200 000 ton zwaveldioxide te maken. Driekwart daarvan komt aangewaaid uit het buitenland. Zwaveldioxide reageert met water en zuurstof uit de lucht tot zwavelzuur, H2S0^. De stikstofoxiden NO en NO2 worden vaak aangeduid als NO^ . Ze ontstaan bij hoge temperaturen, zoals in verbrandingsmotoren, uit stikstof en zuurstof uit de lucht. In Nederland worden jaarlijks bijna 600 000 ton stikstofoxiden gevormd. Ruim de helft daarvan is aflcomstig van uitlaatgassen. Stikstofoxiden reageren met water en zuurstof uit de lucht tot salpeterzuur.

Om de uitstoot van zwaveldioxide te verminderen, worden zwavel-vrije oheproducten toegepast als brandstof. De katalysator in auto's met benzinemotoren helpt het NO en NO2 gehalte van de uitlaatgas-sen te verminderen.

Naast zwaveldioxide en stikstofoxiden is er nog een andere belang-rijke bron van zure regen: ammoniak. Ammoniak komt vri j uit dier-lijke mest. In Nederland gaat het om bijna 300 000 ton per jaar. Je noemt dit ammoniakemissie. In zure regen wordt ammoniak omge-zet in ammoniumionen. De ammoniumionen komen met de neer-slag in de bodem en worden in de grond door bacterien omgezet i n salpeterzuur; daarvoor is zuurstof nodig. NH^ wordt dus omgezet in HNO3. Hoewel ammoniak een base is, draagt het dus toch bij aan de verzuring van de grond.

Fig u I I r 8.10 Door mest in de grond te injecteren, neemt de ammonial<emissie af.

Zure regen: gevolgen Zure regen veroorzaakt verzuring van grond en water, en dat kan grote gevolgen voor planten en dieren hebben. Voor veel planten en dieren is het belangrijk dat de pH van de leefomgeving binnen bepaalde grenzen bl i j f t . Als de pH te veel afwijkt gaan sommige plan-ten dood evenals kleine dieren die voor voedselketens belangrijk zijn. In de landbouw gaat men bodemverzuring tegen door met basi-sche stoffen te strooien, bijvoorbeeld kalk.

Zure regen tast gebouwen en beelden aan. Monumentale gebouwen zijn vaak gebouwd met kalkhoudende zandsteen of met marmer. Deze stoffen lossen op in een zure oplossing. Met zwavelzuur wordt calciumsulfaat gevormd. Het oppervlak wordt daardoor ruw en houdt gemakkelijk vui l vast. Daardoor zien oude gebouwen er vaak zo zwart uit. Bovendien heeft calciumsulfaat een groter volume, zodat er op den duur stukken pleisterwerk van de gevels vallen.

o ro

Fi cj li II r 8. i. :1. In veel oude gebouwen zit !<alkhoudende zandsteen. Dit mate-riaal wordt door zure regen aange-tast

Analyse van zouten Je Imnt reacties tussen zuren en basen gebruilcen om erachter te Icomen (te analyseren) met wellce stof je te malcen hebt.

X Cl

ro Ol a.

F i g 111 f r Fi. :l 2 Kalksteen ontstaat uit calciumwaterstofcarbonaat Het wordt afgezet op verwarmingsele-menten waardoor deze op den duur kunnen doorbranden.

Een witte vaste stof lean bariumoxide, bariumchloride, barium-carbonaat of bariumsulfaat zijn. Je moet onderzoeken welke stof het is. Je kunt je de volgende vragen stellen:

Welke van deze stoffen lossen op in water, of reageren met water? Welke van deze stoffen reageren met een zure oplossing? Wat gebeurt er dan?

Op basis van deze vragen kun je een werkschema maken voor je onderzoek.

Ontkalken Door gebruik van hard water kan zich kalksteen (ketelsteen) afzetten op verwarmingselementen van apparaten zoals wasmachines, koffiezetapparaten, i n fluitketels en op sproeikoppen van douches. Kalksteen bestaat voornamelijk uit calciumcarbonaat. Je kunt ont-kalken met azijn. Het azijnzuur reageert met het calciumcarbonaat.

Uit BINAS tabel 49 blijkt dat sommige deeltjes zowel i n de kolom van de zuren als die van de basen staan. Dit geldt bijvoorbeeld voor water. Een molecuul water kan een H+ ion opnemen, maar ook een H+ ion afstaan. Een watermolecuul kan dus als base en als zuur reageren. Je noemt zo'n deeltje een amfolyt.

Een amfolyt is een deeltje dat zowel een proton kan opnemen als afstaan.

Een ander voorbeeld van een amfolyt is het diwaterstoffosfaation HgPO^-. Dit deeltje kan met water reageren. Maar hoe gebeurt dit? Reageert het als zuur:

H2PO4- + H^O T± HPO^^- + H 3 O +

of als base:

HgPO^ + OH-

Het antwoord op deze vraag kun je vinden door de zuurconstante Jf van HgPO^- te vergelijken met de baseconstante van H2P0^-.

In tabel 49 van BINAS zie je dat /C = 6,2 • lO"" en 7 , = 1,4 • iQ-". Het H2P0^- ion is dus sterker zuur dan basisch. Het HgPO^" ion zal met water dus als zuur reageren. Als het zout NAH2P0^ i n water wordt opgelost, zal de oplossing dus (zwak) zuur zijn. In het algemeen kun je stellen dat een amfolyt met water als base zal reageren als > K.^ en met water als zuur als K.^ > K^.

1 i i i i i i i r " I •, Waterstofcarbonaat, HCOf, is een amfolyt Aan tiet zuur-base evenwicht CaCOj + Hfi + CO2 Ca^^ + 2 HCOf is de vorming van druipsteengrotten te danl<en.

sz OJ

ro

In aanwezigheid van een sterker zuur (zoals H3O+) reageert H2P0^

als base:

H2PO4- + H3O+ H3PO4 + H2O

In aanwezigheid van een sterke base (zoals OH") reageert H2P0 ^

als zuur:

H2PO4- + OH- -> H2O + HPO42-

Een deeltje dat gemakkelijk H+ ionen afstaat (een sterk zuur) kan goed reageren met een deeltje dat gemakkelijk H+ ionen opneemt (een sterke base). Sterke zuren boven in BINAS tabel 49 (H3O+ en daarboven) zullen vol-ledig reageren met de basen onderin de tabel (OH" en daaronder). Wanneer een zwak zuur als HF reageert met een zwakke base als NH^ krijg je het volgende evenwicht:

HF + NH 5:iF- + NH + L H H - i L H + J

Het hangt van de zuursterkten van HF en NH^+ en van de base-sterkten van NH^ en F" af hoe het evenwicht ligt. Uit BINAS tabel 49 blijkt dat HF een sterker zuur is dan NH^+ en dat NH^ een sterkere base is dan F". De overdracht van H+ ionen van HF naar NH^ zal dus beter verlopen dan die van NH^+ naar F". De reactie naar rechts zal dus beter verlopen dan de reactie naar links. Anders gezegd: het evenwicht ligt rechts.

m + B^z-+m+ L H + i L H + J

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.

Als in BINAS tabel 49 een zuur hoger staat dan een base, zal het zuur met die base kunnen reageren. Hoe verder HZ boven B staat, hoe vol-lediger ze met elkaar reageren. Het evenwicht ligt dan rechts. Dit gaat alleen op voor zuren en basen in oplossing. Zo is koper(II)oxide slecht oplosbaar in water en het reageert er ook niet mee, terwijl je dit wel zou verwachten volgens de tabel i n de combi-natie 02-met H^O.

Het waterevenwicht Als je een gevoelige meter gebruikt, blijkt dat water een klein beetje elektrische stroom geleidt. Dit wijst erop dat in water zeer kleine hoeveelheden ionen voorkomen. Het molecuul water is zowel een zuur als een base. Dit geef je weer met de evenwichtsreactie:

H20 + H20?iH30+ + OH-L H + J L H + ^

Dit evenwicht, het waterevenwicht, ligt sterk links. De evenwichts-voorwaarde is:

= [H3O+] • [0H-] (eenheid moP L-^)

noem je de water constante. Deze evenwichtsvoorwaarde geldt niet alleen voor zuiver water, maar voor alle oplossingen, of ze nu zuur, basisch of neutraal zijn.

De waterconstante heeft bij 298 K de waarde 1,00 • lO-H moP Ir^. (Zie voor andere temperaturen BINAS tabel 50 A.)

In zuiver water geldt:

[H3O+] = [OH-], dus bij 298 K:

;H30+] = 1,00 • 10-7 mol L-i en [ O H i = 1,00 • 10-7 mol L-i

= 1,00 • 10-14 moP L-2

In iedere oplossing met water komen dus H 3 O + ionen voor: zure oplossing [H3O+] > 1,00 • io-7 mol L-^ neutrale oplossing [H3O+] ~ 1,00 • io-7 mol L-^ basische oplossing [H3O+] < 1,00 • io-7 mol L-^

Naarmate een oplossing zuurder is, is [ H 3 O + ] groter. Naarmate een oplossing basischer is, is [H3O+] kleiner. Alt i jd geldt:

7C^=[H30+]-[OH-]

pH-berekeningen • , [ H 3 O + ] waarden van oplossingen verschiUen zo sterk dat je ze moei-l i jk in een diagram kunt zetten. Vandaar dat meestai een andere grootheid wordt gebruikt, de pH (Zie ook BINAS tabel 37). De definitie van de zuurgraad of pH van een oplossing is als volgt:

pH = -log[H30+;

Uit deze definitie volgt:

[H3O+] = lO-pH mo l L-i

Wanneer je de pH van een basische oplossing moet berekenen kan dat niet met de formule pH = -log[H30+] want de [ H 3 O + ] is dan niet bekend. Vaak weet je wel wat [OH"] is. Je gebruikt daarom de groot-heid pOH, de basegraad.

pOH = -log[OH-]

Uit deze definitie van de basegraad volgt op dezelfde manier als bij de zuurgraad:

[OH-]=iO-pOHmolL-i

Je kunt nu het waterevenwicht [ H 3 O + ] • [OH"] = herschrijven als:

-log[H30+] + -log[OH-] = -logK^.

Bij 298 K is de waarde van -logJC^ gelijk aan 14,00. Het watereven-wicht wordt dan:

pH + pOH = 14,00 bij 298 K

Je kunt nu uit de pOH de pH berekenen want pH = 14,00 - pOH.

Bij het afronden geldt; het aantal significante cijfers i n de [ H 3 O + ] of de [OH"-] is gelijk aan het aantal cijfers achter de komma in de pH of pOH. Andersom geldt dat het aantal decimalen i n de pH gelijk is aan het aantal significante cijfers i n de [ H 3 O + ] .

Fig u LI r 8,14 Een staaf diagram van H O* concentraties 'loopt al gauw van het papier af. De eerstvol-gende staaf voor[l-i^0^j=10~^ mol t'^, is bijna 2 meter lang. Verschillende pH-waarden kun je veel beter in een diagram plaatsen.

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.

De zuurconstante van deze reactie is gedefinieerd als:

_ [H,0+]-[Z-] [HZ]

Als je mol van het zwakke zuur oplost i n een liter water zal zich een evenwicht instellen waarbij x mol van het zuur zal ioniseren. Er ontstaat dan x mol H 3 O + en x mol Z". Zie het onderstaande schema.

HZ+ H 2 0 ^ H3O+ + Z-beginconcentratie: 0 0 (molL~i) reactie: - x +x -i-x (molL-^) evenwichtsconcentraties; c^-x x x (molL~i)

Invullen van de evenwichtsconcentraties i n de /{"^ levert:

jC = x - x ^ x^

stel dat X i n - X veel kleiner is dan c , dan kun je x in die term ver-waarlozen. De uitdrukking voor de IC wordt dan:

/Cj, = x^ / C2 waaruit volgt dat x = V{K^ x c^)

De pH bereken je vervolgens met de relatie pH = -log x.

N.B. Het verwaarlozen van x in - x mag alleen als c / K > 10^. Is c„ / IC < 10^ dan moet de relatie IC = uitgewerkt worden tot:

(Cz-x)

Uit deze kwadratische vergelijking kun je met een grafische reken-machine X oplossen als en/C^ bekend zijn.

Voor de berekening van de pH van een zwak zuur kUn je de volgende aannamen hanteren: • Als / > io2 dan is x verwaarloosbaar ten opzichte van Er

hoeft dan geen kwadratische vergelijking te worden opgelost, ' Je mag bij zwakke zuren er steeds van uitgaan dat alleen de eerste

ionisatiestap een rol speelt voor de pH.

Voor het berekenen van de pH van een zwakke base kun je dezelfde procedure volgen. Je gaat dan uit van de K^^ i n plaats van de en je rekent de gevonden [OH"] met behulp van de waterconstante om in [H3O+] en dan in de pH.

Veel processen in de natuur en in de techniek vinden plaats in water. De pH is daarbij vaak belangrijk. Als de pH van oppervlaktewater daalt of stijgt, kan dat ernstige gevolgen voor planten en dieren heb-ben. Dit heeft vooral te maken met de werking van enzymen.

I i ' i I i I! !•;!. i s DepHvan oppervlaktewater moet tussen nauwe pH grenzen blijven. Planten en kleine dieren zijn gevoelig voor afwijkingen van de pH.

Enzymen (biokatalysatoren) zorgen ervoor dat allerlei processen in levende organismen goed verlopen. Maar dit lukt alleen als de pH tussen nauwe grenzen ligt, Zo heeft ons bloed pH = 7,4. Afwijkingen van deze pH-waarde leiden tot ziekteverschijnselen. Gelukkig bevat ons bloed stoffen die de pH vrijwel constant houden. Kleine hoeveelheden zuur of base worden door deze stoffen onschadelijk gemaakt. Bloed is een voorbeeld van een bufferoplos-sing of kortweg buffer. Een ander voorbeeld van een bufferoplossing is grondwater waarin mineralen zijn opgelost. De mineralen werken bufferend op de zuur-graad.

Een bufferoplossing is een oplossing waarvan de pH vrijwel niet verandert als je een zuur of base toevoegt, en ook niet bij ver-dunnen.

Een bufferoplossing krijg je door een zwak zuur en de geconjugeerde base van dat zwakke zuur samen in oplossing bij elkaar te brengen.

Als je bijvoorbeeld azijnzuur, HAc, en natriumacetaat, NaAc, oplost, bevat de oplossing een zwak zuur (HAc) en de geconjugeerde base (Ac"). Daarbij is sprake van het evenwicht:

HAc + H^O^HgO+H-Ac-

Omdat HAc een zwak zuur is en er extra Ac~ is toegevoegd, is er dus veel HAc en Ac~ en weinig H3O+ aanwezig i n de oplossing. Dit verklaart de bufferende werking. Immers: als je extra H3O+ toe-voegt, wordt dit weggenomen door reactie met Ac~.

H30+ + A c - ^ H A c + H20

Als je 0H~ toevoegt, reageert dit met HAc.

HAc-hOH-^Ac- + H20

Een bufferoplossing is een mengsel van een zwak zuur en de geconjugeerde base van dat zwakke zuur.

De pH bl i j f t constant, zolang niet al te grote hoeveelheden H3O+ of OH" worden toegevoegd. Je spreekt i n dit verband van het werkings-bereik of de buffercapaciteit van een buffer. Ook bij verdunnen met water blijkt de pH vrijwel niet te veranderen.

Om een goed werkende bufferoplossing te krijgen, mogen de con-centraties van geconjugeerde zuur en base niet te laag zijn. Boven-dien mogen die concentraties niet te ver uit elkaar liggen: maximaal een factor 10. De buffer werkt dan goed, zowel bij het toevoegen van base als bij het toevoegen van zuur. Om een buffer van een gewenste pH te maken, kies je een zuur-base koppel waarvan de 'p-waarde' van de in de buurt ligt van de gewenste pH. De p-waarden staan in BINAS tabel 49 en zijn geen pH-waarden maar p/C^-waarden (zie BINAS tabel 37).

Bufferoplossingen worden bereid door: ' zwakke zuren en bijbehorende basen in een geschikte molverhou-

ding op te lossen. In het algemeen wordt gekozen voor een ver-houding die ligt tussen 10:i tot i : io .

' een zwak zuur te laten reageren met een geschikte ondermaat van een (sterke) base (HZ + OH" -> Z" -1- H2O).

• een zwakke base te laten reageren met een geschikte ondermaat van een (sterk) zuur (Z" + H3O+ HZ + H2O).

In de analytische chemie wordt onderzocht welke stoffen of ionen aanwezig zijn en hoeveel van een stof of ion aanwezig is. Wanneer je de hoeveelheid van een bepaalde stof onderzoekt, is de analyse kwantitatief. Een voorbeeld is de titratie. Bij een titratie laat je stof (of ion) A vol-ledig reageren met B. Aan een precies afgemeten volume van de oplossing van A druppel je een oplossing toe van B met nauwkeurig bekende molariteit. Uit de toegevoegde hoeveelheid oplossing kun je de concentratie van A berekenen.

Bij zuur-base titraties voeg je een indicator toe waarmee je kunt con-troleren dat van B geen overmaat wordt toegevoegd. Wanneer de kleur van de indicator omslaat, is het eindpunt van de titratie bereikt. In BINAS tabel 52 vind je de omslagtrajecten van een aantal indicatoren.

Je hebt verdund zwavelzuur van onbekende molariteit en 0,1041 M natronloog. De molariteit van het zwavelzuur kun je nu als volgt bepalen:

Je brengt met behulp van een pipet 10,00 m l van het zwavelzuur in een erlenmeyer, samen met enkele druppels broomthymol-blauw, de indicator.

Uit een buret druppel je, terwijl je de erlenmeyer zwenkt, natron-loog toe tot de oplossing net groen kleurt. Het volume van de toe-gevoegde natronloog bereken je uit begin- en eindstand van de vloeistof i n de buret.

Stel er is 12,40 mL natronloog toegevoegd. De vergelijking voor de reactie van het natronloog met de zwavelzuuroplossing is:

H3O+ + OH--42H2O

Omdat H3O+ en 0H~ met elkaar reageren in de molverhouding 1:1, geldt; aantal mmol OH" (uit de buret) = aantal mmol H3O+ (in de erlenmeyer).

X CL

ro J2l

M

r i tj u I! r 8.16 Met een pipet meet je een bepaald volume van een vloeistof nauwkeurig af

i- i q u ii r r , . 17 Bij een buret bepaal je de toegevoegde hoeveelheid vloeistof door de beginstand afte trel(ken van de eindstand.

Uit de buret is 12,40 mL 0,1041 M NaOH oplossing toegevoegd. Hierin zit: 12,40 mL • 0,1041 mmol mL~i OH" = 1,291 mmol OH".

De oplossing in de erlenmeyer bevatte dan 1,291 mmol H3O+. Dus: 10,00 mL zuur bevat 1,291 mmol H3O+ en een liter (= 1000 mL) zwavelzuuroplossing bevat: (1000 mL /10,00 mL) • 1,291 mmol = 129,1 mmol = 0,1291 mol H3O+.

Zwavelzuur staat per molecuul twee H+ ionen af. De molariteit van het zwavelzuur is dus 0,1291 / 2 = 0,06455 mol L"^ (vier signi-ficante cijfers).

Het praktisch uitvoeren van zo'n bepaling heet titreren. De proef zelf wordt titratie genoemd. Je zegt: 'je titreert zwavelzuur met natron-loog.'

Een oertiterstof Wanneer je precies de concentratie (in mol L"i) kent van een oplos-sing van natriumhydroxide, kun je daarmee in een titratie de onbe-kende concentratie van een zuur bepalen. Ook kun je met een beken-de concentratie van zwavelzuur de onbekende concentratie van een base bepalen. Maar natriumhydroxide en zwavelzuur zijn i n de praktijk niet geschikt als precieze beginstof. Dat komt omdat ze bij het afwegen merkbaar zwaarder worden door opname van water uit de lucht,

Als beginstof, ook wel oert/tersto/genoemd, is een stof nodig die: » goed af te wegen (dus vast) is; • niet reageert met bestanddelen uit de lucht; - langdurig houdbaar is zonder kristalwater op te nemen of te

verliezen,

Oxaalzuur, H2C20^.2H20, is een geschikte oertiterstof. Deze stof is lang houdbaar, reageert niet met zuurstof of water en veriiest niet makkelijk zijn kristalwater. Verder is het een goedkope vaste stof die gemakkelijk in zuivere vorm gemaakt kan worden (tot 99,998% zuiver).

Indicatorkeuze De keuze van de indicator bepaalt mede de nauwkeurigheid van de zuur-base titratie. Realiseer je dat de oplossingen in het eindpunt van de zuur-base titratie niet altijd neutraal zijn. Zo zal bij een titra-tie van een azijnzuuroplossing met natronloog een oplossing van natriumacetaat worden gevormd. Ac~ is een zwakke base; de oplos-sing heeft bij het eindpunt een pH die groter is dan 7.

Ac- + H20^HAc + 0 H -

Wanneer je het pH-verloop tijdens de titratie uitzet tegen het aantal milliliter toegevoegde titratievloeistof ontstaat een titratiecurve. Het eindpunt van de titratie hgt in het steile stuk van deze curve. Voor de titratie van 25,00 mL 0,100 M azijnzuur met 0,100 M natronloog ziet die curve er als volgt uit;

A

mL 0,100 M NaOH opi. •

f iguur 8.18 Voorbeeld van een titratiecurve.

Zowel het omslagtraject van fenolftalei'en als methylrood is aangege-ven, Je ziet dat het omslagtraject van fenolftalei'en in het steile stuk van de titratiecurve ligt. Voor methylrood is dit niet het geval. Door-dat deze indicator al van kleur begint te veranderen voordat het eindpunt van de titratie is bereikt, is methylrood hier niet geschikt om het eindpunt te bepalen.

H8 Zuren en Basen Curie Deel 2 2011

Documents

Transcript of H8 Zuren en Basen Curie Deel 2 2011