6. Zuren en basen

Hoofdstuk 6
Zuren en basen
Chemie 5 (2u)
Deze slides voor de lesbegeleiding worden ter beschikking gesteld, maar
ze zijn te beperkt om als samenvatting van de cursus te kunnen dienen.

Dissociatie van ionverbindingen
• Zouten: MX M + + X - (dissociatie ionverbind.)
• Arrheniuszuur staat H + af aan water:
HZ + H 2O H 3O + + Z -
(HCl, HNO 3, H 2SO 4, H 2CO 3, H 3PO 4, HAc,...)
• Arrheniusbase geeft OH - af in wateroplossing:
MOH M + + OH -
(NH 3 + H 2O NH 4 + + OH - )
• Protolyse = H + -overdracht:
NH 3 + HCl NH 4 + + Cl -
H +

Brønstedzuren en -basen
• Brønstedzuur staat H + af: protondonor
• Brønstedbase neemt H + op: protonacceptor
• NH 3 + HCl NH 4 + + Cl -
Brønstedbase(1) Brønstedzuur(2) Brønstedzuur(1) Brønstedbase(2)
• Brønstedbase: NH 3
Geconjugeerd Brønstedzuur : NH 4 +

Universeelindicator

Zuur-base-eigenschappen zouten
• Al(NO 3) 3 oranje zuur
Na 2CO 3 blauw basisch
NH 4Cl geel zwak zuur
NaCl groen neutraal
• Al(H 2O) 6 3+ + H2O H 3O + + Al(H 2O) 5OH 2+
NO 3 - + H2O HNO 3 + OH -
• Na(H 2O) 6 + + H2O H 3O + + Na(H 2O) 5OH
CO 3 2- + H2O HCO 3 - + OH -
• NH 4 + + H2O H 3O + + NH 3
Cl - + H 2O HCl + OH -

Oefeningen p. 108
• Reactievergelijkingen + aanduiding
Brønstedzuren en Brønstedbasen :
• HNO 3
• H 2CO 3
• KOH
• Na 2S
• AlCl 3
• (NH 4) 2SO 4
• Amfolyten: zowel zuur als base

Ionisatie van water
• Water is een amfolyt:
H 2O + H 2O OH - + H 3O +
H +
• 24°C : 1/555.10 6
• [H 3O + ] = [OH - ] = 10 -7 mol/l
• pH = -log [H 3O + ] of [H 3O + ] = 10 -pH
pOH = -log [OH - ] of [OH - ] = 10 -pOH
• Zure oplossing : pH < 7 of [H 3O + ] > 10 -7
Basische oplos.: pH > 7 of [H 3O + ] < 10 -7

Waterconstante
• H 2O + H 2O OH - + H 3O +
K c = [OH - ] e.[H 3O + ] e /[H 2O] e²
= 10 -7 mol/l x 10 -7 mol/l / (55,5 mol/l)²
= 3,25.10 -18 (⇒ evenwicht naar links)
• [H 2O] e = 55,5 mol/l (cte)
⇒ K w = [OH - ] e.[H 3O + ] e
= 10 -7 mol/l x 10 -7 mol/l
= 10 -14 (Waterconstante)
• pK w = -log K w = 14 = pH + pOH

Zuurtegraad
[H 3O + ] pH pOH [OH - ] oplossing
1 mol/l 0 14 10 -14 mol/l zuur
10 -1 mol/l 1 13 10 -13 mol/l
10 -2 mol/l 2 12 10 -12 mol/l
10 -3 mol/l 3 11 10 -11 mol/l
10 -4 mol/l 4 10 10 -10 mol/l
10 -5 mol/l 5 9 10 -9 mol/l
10 -6 mol/l 6 8 10 -8 mol/l
10 -7 mol/l 7 7 10 -7 mol/l neutraal
10 -8 mol/l 8 6 10 -6 mol/l basisch
10 -9 mol/l
10 -10 mol/l
10 -11 mol/l
10 -12 mol/l
10 -13 mol/l
10 -14 mol/l

Oefeningen p. 112
1. [H 3O + ] = 0,07 mol/l pH, pOH ?
2. pH = 2,5 [H 3O + ] ?
3. [OH - ] = 0,05 mol/l pH ?
4. pH = 11,6 [OH - ] ?

Sterke en zwakke zuren
• Sterk zuur : sterke neiging om H + af te staan
HCl, HNO 3, H 2SO 4
• Zwak zuur: zwakke neiging om H + af te staan
H 2CO 3, H 3PO 4, HAc
• pH afhankelijk van: sterkte zuur, concentratie
oplossing concentratie pH
HCl 0,1 mol/l 1,00
HAc 0,1 mol/l 2,88
HCl 0,01 mol/l 2,00
HAc 0,01 mol/l 3,38

Evenwicht HCl-oplossing
• HCl + H 2O H 3O + + Cl -
• Heel sterke ionisatie, evenwicht naar rechts
• Vb1: [HCl] 0 = 0,1 mol/l ([HCl] e = 10 -9 mol/l)
⇒ [H 3O + ] e = 0,1 mol/l ⇒ pH = 1
• K c = [H 3O + ] e.[Cl - ] e /[H 2O] e.[HCl] e
met [H 2O] e = 55,5 mol/l (cte)
• K Z = [H 3O + ] e.[Cl - ] e /[HCl] e (zuurconstante)
= 10 -1 x 10 -1 / 10 -9 = 10 7 (evenw. rechts)
• Vb2: [HCl] 0 = 0,01 mol/l ⇒ pH = 2

Evenwicht HAc-oplossing
• HAc + H 2O H 3O + + Ac -
• Beperkte ionisatie, evenwicht naar links
• Vb1: [HAc] 0 = 0,1 mol/l
[HAc] e = 0,09867 mol/l
[Ac - ] e = [H 3O + ] e = 0,00133 mol/l
⇒ pH = 2,88
• K Z = [H 3O + ] e.[Ac - ] e /[HAc] e
= 0,00133 ² / 0,09867 = 1,79 . 10 -5
• Kleine zuurconstante: evenwicht naar links
• Vb2: [HAc] = 0,01 mol/l ⇒ pH = 3,38

Oefenigen p. 117
1. HClO: K z = 2,95.10 -8 ? pK z
3. Formule zuurconstante voor:
HNO 3 H 2SO 4 HClO 3
4. [H 2S] = 0,01 mol/l α = 3,02.10 -3
? K z en ligging evenwicht
5. [HIO] = 144 mg/l α = 1,51.10 -4
? K z en ligging evenwicht

Sterke en zwakke basen
• Sterke base,: sterke neiging om H + op te
nemen: KOH, NaOH, Ba(OH) 2, Ca(OH) 2,...
• Zwakke basen: zwakke neiging om H + op te
nemen: NH 3
• pH afhankelijk van: sterkte base, concentratie
oplossing concentratie pH
NaOH 0,1 mol/l 13,00
NH 3 0,1 mol/l 11,12
NaOH 0,01 mol/l 12,00
NH 3 0,01 mol/l 10,62

Evenwicht NaOH-oplossing
• NaOH + H 2O Na(H 2O) 6 + + OH -
• Volledige ionisatie, evenwicht naar rechts
• Vb1: [NaOH] 0 = 0,1 mol/l
⇒ [OH - ] e = 0,1 mol/l
⇒ pOH = 1
⇒ pH = 13
• Vb2: [NaOH] = 0,01 mol/l ⇒ pH = 12

Evenwicht NH 3-oplossing
• NH 3 + H 2O NH 4 + + OH -
• Beperkte ionisatie, evenwicht naar links
• Vb1: [NH 3] 0 = 0,1 mol/l
[NH 3] e = 0,09867 mol/l
[NH 4 + ] e = [OH - ] e = 0,00133 mol/l
⇒ pOH = 2,88 ⇒ pH = 11,12
• K B = [OH - ] e.[NH 4 + ]e /[NH 3] e (base-cte)
= 0,00133 ² / 0,09867 = 1,79 . 10 -5
• Kleine baseconstante: evenwicht naar links
• Vb2: [NH 3] = 0,01 mol/l ⇒ pH = 10,62

Zuur- en baseconstante
• HZ + H 2O H 3O + + Z -
K Z = [H 3O + ] e.[Z - ] e /[HZ] e
• B + H 2O Z + + OH -
K B = [OH - ] e.[Z] e /[B] e
Oefeningen p. 121
1. K B(AgOH) = 5.10 -3 ? pK B
2. pK B(LiOH) = 0,2 ? K B
pK Z = -log K Z
pK B = -log K B

Zuur-basekoppels (HCl)
• HCl + H 2O H 3O + + Cl -
K Z = [H 3O + ] e.[Cl - ] e /[HCl] e = 10 7
• Cl - + H 2O OH - + HCl
K B = [OH - ] e.[HCl] e /[Cl - ] e
• K Z . K B = [H 3O + ] e.[OH - ] e = K W = 10 -14
⇒ K B = 10 -21
• Een heel sterk zuur is geconjugeerd met een
heel zwakke base

Zuur-basekoppels (NH 3)
• NH 3 + H 2O NH 4 + + OH -
K B = [OH - ] e.[NH 4 + ]e /[NH 3] e = 1,78.10 -5
• NH 4 + + H2O H 3O + + NH 3
K Z = [H 3O + ] e.[NH 3] e /[NH 4 + ]e
• K B . K Z = [H 3O + ] e.[OH - ] e = K W = 10 -14
⇒ K Z = 5,62.10 -10
• Een zwakke base is geconjugeerd met een
zwak zuur

Rangschikking zuur-basekoppels
• Volgens afnemende zuurconstante
⇒ sterkste Brønstedzuren bovenaan
sterkste basen onderaan
• Zie tabel 6 p. 177
Oefeningen p. 124
• Zuur-basekoppels opstellen en rangschikken

pH van oplossingen van sterke zuren
• HCl + H 2O H 3O + + Cl - K Z = 10 7
[HCl] = 0,1 mol/l ⇒ pH = 1
[HCl] = 0,01 mol/l ⇒ pH = 2
• H 2SO 4 + H 2O H 3O + + HSO 4 - K Z = 10 3
HSO 4 - + H2O H 3O + + SO 4 2- K Z = 1,2.10 -2
2 de ionisatiegraad α = 0,5
[H 2SO 4] 0 = 0,1 mol/l ⇒ [H 3O + ] e = 0,15 mol/l
⇒ pH = 0,82

pH van oplossingen van zwakke zuren
• HAc + H 2O H 3O + + Ac - K Z = 1,78.10 -5
[HAc] = 0,1 mol/l ⇒ pH = 2,88
[HAc] = 0,01 mol/l ⇒ pH = 3,38
• H 3PO 4 + H 2O H 3O + + H 2PO 4 - KZ = 7,59.10 -3
H 2PO 4 - + H2O H 3O + + HPO 4 2- KZ = 6,17.10 -8
HPO 4 2- + H2O H 3O + + PO 4 3- K Z = 2,14.10 -13
2 de en 3 de reactie verwaarloosbaar voor [H 3O + ]
[H 3PO 4] = 0,1 mol/l ⇒ pH = 1,56
[H 3PO 4] = 0,01 mol/l ⇒ pH = 2,06

pH van oplossingen van zuren
• Proef: we meten en we berekenen de pH van
verschillende concentraties zuren.
• HAc , H 3PO 4, HCl, H 2SO 4
• 0,1 mol/l, 0,01 mol/l, 0,001 mol/l, 0,0001 mol/l
• Verslag: datum proef, titel, doel, werkwijze,
metingen, berekeningen, besluit
• 1 t.e.m. 5
Oefeningen p. 129

pH van oplossingen van sterke basen
• NaOH Na + + OH - volledige dissociatie
[NaOH] = 0,1 mol/l ⇒ pOH = 1 ⇒ pH = 13
[NaOH] = 0,01 mol/l ⇒ pOH = 2 ⇒ pH = 12
• Ba(OH) 2 Ba 2+ + 2 OH - volledige dissociatie
[Ba(OH) 2] = 0,01 mol/l ⇒ [OH - ] = 0,02 mol/l
⇒ pOH = 1,7 ⇒ pH = 12,3

pH van oplossingen van zwakke basen
• NH 3 + H 2O NH 4 + + OH -
K B = [OH - ] e.[NH 4 + ]e /[NH 3] e = 1,78.10 -5
[NH 3] e = [NH 3] 0 en [NH 4 + ]e = [OH - ] e
⇒ [OH - ] = √ K B.[NH 3] 0
[NH 3] = 0,1 mol/l ⇒ pOH = 2,88 ⇒ pH = 11,12
[NH 3] = 0,01 mol/l ⇒ pOH = 3,38 ⇒ pH = 10,62
• 1 t.e.m. 3
Oefeningen p. 133

pH van oplossingen van zouten
• MX M + + X -
• Soms: M + = Brønstedzuur
X - = Brønstedbase
Zout
(0,1 mol/l)
Zuur K z Base K b pH
NaCl Na(H 2O) 6 + 2.10 -15 Cl - 1.10 -21 7,0
Al(NO 3) 3 Al(H 2O) 6 3+ 1.10 -5 NO 3 - 1.10 -16 3,0
Na 2CO 3 Na(H 2O) 6 + 2.10 -15 CO 3 2- 1,78.10 -4 11,6
NH 4Ac NH 4 + 5,62.10 -10 Ac - 5,62.10 -10 7,0
NaHCO 3 HCO 3 - 5,62.10 -10 HCO 3 - 2,34.10 -8 8,3
• Als K

• NaCl: K z en K b K z (⇒ basisch)
K b/K z = … = [OH - ] 2 /[H 3O + ] 2
benadering: [H 3O + ]=10 -7 (onafh. v [NaHCO 3])
⇒ [OH - ] = √ 10 -14 .K b/K z ⇒ pOH ⇒ pH=8,3

Oefeningen p. 139
1. Bereken pH: a, d, g, i, j
2. 20 ml [HCl]=1 mol/l + 1 l water ⇒ pH ?
3. 500 ml [KOH] met pH=12 + 200 ml water
4. 1 l [HCl] met pH=2 + 1 l water ⇒ pH ?
6. [zuur]=10 -2 mol/l met pH=3,38 ⇒ α, K z ?

Zure buffer
• Bereken de pH van 122 ml [HAc] 0=0,1 mol/l
• Voeg 1 g NaAc toe en herbereken de pH
• HAc + H 2O H 3O + + Ac -
• NaAc Na + + Ac -
• K Z = [H 3O + ] e.[Ac - ] e/[HAc] e
= [H 3O + ] e.[NaAc] 0/[HAc] 0
• Door toevoeging van Ac- daalt [H 3O + ] e
• Bereken de pH na 10 x en 100 x verdunning

Buffers
• Oplossing van een zwak zuur met de
geconjugeerde base of van een zwakke base
met geconjugeerd zuur
• HAc/Ac - , NH 3/NH 4 + , H2PO 4 - /HPO4 2-
• Zure buffer: pH = -log (K z.c zuur/c zout)
• Basische buffer: pOH = -log (K B.c base/c zout)
• Vraagstukken p. 147 1a , 2a (enkel deel buffer)

pH-curve
• Voeg aan 100 ml water
[HCl] = 1 mol/l toe:
0,1 ml / 1 ml / 2 ml / 10 ml …
grafiek pH ifv. V HCl
• Voeg aan 100 ml water
[NaOH] = 1 mol/l toe:
0,1 ml / 1 ml / 4 ml / 10 ml …
grafiek pH ifv. V NaOH
7,00
6,00
5,00
4,00
3,00
2,00
1,00
0,00
14,00
13,00
12,00
11,00
10,00
9,00
8,00
7,00
pH ifv. V(HCl)
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
pH ifv. V(NaOH)
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Buffer + sterk zuur of base
• Proef: HAc/Ac - -buffer + NaOH of HCl
Buffer HCl 1 mol/l pH
50 ml 0 ml
0,1 ml
1,0 ml
4,0 ml
4,75
4,73
4,57
3,80
Buffer NaOH 1 mol/l pH
50 ml 0 ml
0,1 ml
1,0 ml
4,0 ml
4,75
4,77
4,93
5,70
pH wijzigt weinig ivm. pH-curve zuiver water

Buffer + sterk zuur of base
• Kleine pH-wijziging door grote [Ac - ] e en [HAc] e
Toevoeging [H 3O + ] ⇒ evenwicht naar rechts
⇒ [H 3O + ] daalt opnieuw (tot Ac - opgebruikt)
• [Ac - ] 0 = 0,1 mol/l en [HAc] 0 = 0,1 mol/l
V = 50 ml ⇒ n Ac- en n HAc
+ 1 ml [HCl]=1 mol/l ⇒ n H3O+
⇒ evenwicht naar rechts
[Ac - ] e = (n Ac--n H3O+)/V en [HAc] e = (n HAc+n H3O+)/V
• pH = -log K z.[HAc] e/[Ac - ] e
(buffer)

Oefening buffer + sterk zuur / base
• 50 ml buffer ([Ac - ] 0 = [HAc] 0 = 0,1 mol/l)
+ 0,1 ml [HCl] = 1 mol/l
of + 1 ml [HCl] = 1 mol/l
of + 0,1 ml [NaOH] = 1 mol/l
of + 4 ml [NaOH] = 1 mol/l
Bereken telkens de pH
• Oefening 1, p. 147
• Vraagstukken p. 147: 1a , 2a (deel HCl en NaOH)

Neutralisatie:
sterke base + sterk zuur
• NaOH + HCl NaCl + H 2O
• pH-curve tijdens neutralisatie ?
NaOH
0,01 mol/l
HCl
0,1 mol/l
100 ml 0 ml
9,0 ml
9,9 ml
10,0 ml
10,1 ml
11,0 ml
20,0 ml
pH Rest
NaOH
12,00
10,96
9,96
7,00
4,04
3,05
2,08
Overmaat
HCl
0,001 mol
0,0001 mol
0,00001 mol
Equivalentie punt
0,00001 mol
0,0001 mol
0,001 mol
14,00
12,00
10,00
8,00
6,00
4,00
2,00
0,00
pH
Equivalentiepunt
pH=7,00
0 0,005 0,01 0,015 0,02

Neutralisatie NaOH + HCl
• [NaOH] 0 = 0,01 mol/l ⇒ pH = 12
n NaOH = 0,001 mol in 100 ml
• Neutralisatie: NaOH + HCl NaCl + H 2O
OH - + H 3O + 2 H 2O
• + 9 ml [HCl]=0,1 mol/l n HCl=0,0009 mol
⇒ n NaOH = 0,0001 mol in 109 ml
⇒ [OH - ] = 0,00092 mol/l ⇒ pH = 10,92
• + 9,9 ml [HCl]=0,1 mol/l ⇒ pH = 9,96
• + 10 ml ⇒ volledige neutralisatie ⇒ pH = 7,00
• + 20 ml ⇒ n H3O+=0,001 mol in 120 ml ⇒ pH = 2,08

Neutralisatie:
zwakke base + sterk zuur
• NH 3 + HCl NH 4 + + Cl -
• pH-curve tijdens neutralisatie ?
NH 3
0,01 mol/l
HCl
0,1 mol/l
100 ml 0 ml
9,0 ml
9,9 ml
10,0 ml
10,1 ml
11,0 ml
20,0 ml
pH Rest
NH 3
10,62
8,30
7,25
5,65
4,04
3,05
2,08
Overmaat
HCl
0,001 mol
0,0001 mol
0,00001 mol
Equivalentie punt
0,00001 mol
0,0001 mol
0,001 mol
14,00
12,00
10,00
8,00
6,00
4,00
2,00
0,00
pH
Equivalentiepunt
pH=5,65
0 0,005 0,01 0,015 0,02

Neutralisatie NH 3 + HCl
• [NH 3] 0 = 0,01 mol/l ⇒ pH=14+log√K B.0,01= 10,62
• Neutralisatie: NH 3 + HCl NH 4Cl
OH - + H 3O + 2 H 2O
Buffervorming: NH 3/NH 4 +
• + 9 ml [HCl]=0,1 mol/l n HCl=0,0009 mol
⇒ n NH3 = 0,0001 mol in 109 ml
n NH4+ = 0,0009 mol in 109 ml
⇒ [OH - ] = K B.0,00092/0,00826 ⇒ pH = 8,30
• + 10 ml ⇒ volledige neutralisatie (base zout)
⇒ zure NH 4 + -oplossing met KZ= 5,62.10 -10
⇒ pH = -log √K Z.0,001mol / 0,110 l = 5,65
• + 20 ml ⇒ n H3O+=0,001 mol in 120 ml ⇒ pH = 2,08

Neutralisatie:
zwakke base + zwak zuur
• NH 3 + HAc NH 4 + + Ac - + H2O
• pH-curve tijdens neutralisatie ?
NH 3
0,1 mol/l
HAc
0,1 mol/l
10 ml 11,12
+90 ml H 2O 0 ml
9,0 ml
9,9 ml
10,0 ml
10,1 ml
11,0 ml
20,0 ml
pH Rest
NH 3
10,62
8,30
7,25
7,00
6,75
5,75
4,75
Overmaat
HAc
0,001 mol
0,0001 mol
0,00001 mol
Equivalentie punt
0,00001 mol
0,0001 mol
0,001 mol
14,00
12,00
10,00
8,00
6,00
4,00
2,00
0,00
pH
Equivalentiepunt
pH=7,00
0 0,005 0,01 0,015 0,02

Neutralisatie NH 3 + HAc
• [NH 3] 0 = 0,01 mol/l ⇒ pH=14+log√K B.0,01= 10,62
• Neutralisatie: NH 3 + HAc NH 4Ac + H 2O
OH - + H 3O + 2 H 2O
Buffervorming: NH 3/NH 4 +
• + 9 ml ⇒ [OH - ] = K B.0,00092/0,00826 ⇒ pH = 8,30
• + 10 ml ⇒ volledige neutralisatie (K Z (NH4 + ) = K B (Ac - ))
⇒ pH = 7
• + 10,1 ml ⇒ Buffervorming HAc/Ac -
0,1 ml [HAc]=0,1mol/l overmaat en n Ac- = n NH3(0)
⇒ n HAc = 0,00001 mol en n Ac- = 0,01 mol
in 110,1 ml: [H 3O + ] = K Z.0,00091/0,091 ⇒ pH = 6,75
• + 20 ml ⇒ n HAc = 0,001 mol in 120 ml buffer ⇒ pH = 4,75

Zuur-base indicatoren
• Broomtimolblauw: geelkleurig organisch zuur
Geconjugeerde base: blauw
• C 27H 27Br 2O 4S-OH (geel) + H 2O
H 3O + + C 27H 27Br 2O 4S-O - (blauw)
• Le Châtelier: + H 3O + ⇒ evenwicht links (geel)
• Omslaggebied : pH 6,0 → 7,6
• Universeelindicator: mengsel meerdere kleurindicatoren
met verschillende omslaggebieden
• Methylrood: 4,8 (rood) < omslag < 6,0 (geel)