• View
• Edit
• History
• Print

4 VWO-H 9

4VWO SAMENVATTING HOOFDSTUK 9

(Door Arie Hamaker)

§ 9.1

ZURE EN BASISCHE OPLOSSINGEN heb je leren kennen in de derde klas. Ook hoe je ze kan HERKENNEN d.m.v. INDICATOREN, zoals lakmoes en rode koolsap. Het begrip pH is ook geďntroduceeerd: 0–7 zure oplossing, 7 neutrale oplossing en 7–14 basische oplossing.
Indicatoren vind je in TABEL 52A. Hierin wordt het OMSLAGTRAJECT van elke indicator gegeven, zo is methylrood (MR) in een oplossing met een pH onder de 4,8 rood, van 4,8 tot 6,0 verandert de kleur via oranje naar geel en boven de 6,0 is MR geel.
Als je een zuur (of zure oplossing) bij een basische oplossing voegt, kan het zuur met de base reageren, waarbij;

1. het ZUUR een H⁺-deeltje afstaat (aan de base).
2. de base een H⁺-deeltje opneemt (van het zuur).

Zo’n reactie heet een ZUUR-BASEREACTIE.

§ 9.2

ZURE OPLOSSINGEN

Dit komt omdat er VRIJE IONEN in voorkomen, deze kunnen zich bewegen. Het POSITIEVE ION in een zure oplossing is ALTIJD H⁺. De negatieve ionsoort bepaalt om welk zuur het gaat, is het bv NO₃^- dan is het zuur salpeterzuur, HNO₃.
H⁺ kan reageren met MAGNESIUM, waarbij WATERSTOF ontstaat:

Mg(s) + 2 H⁺(aq) → Mg²⁺ (aq) + H₂(g)

Zure oplossingen kunnen GECONCENTREERD (in weinig water opgelost) zijn of VERDUND (in veel water opgelost) zijn.
De NOTATIE van een (sterk) zure oplossing:

H⁺(aq) + NO₃ ^-(aq) = salpeterzuur-oplossing.

NB: H⁺ (aq) + Cl^-(aq) heet ZOUTZUUR, en niet zoutzuuroplossing (waterstofchlorideoplossing kan wel).
De tabel op blz 280 van je boek moet je kennen, maar in de nieuwste Binas staan in T66B een aantal namen en formules vermeld. Ethaanzuur = azijnzuur en het ethanoaation wordt ook acetaation genoemd.

§ 9.3

BASISCHE OPLOSSINGEN

Er zijn ook vrije ionen aanwezig, nu is het NEGATIEVE ION OH^-. NaOH, KOH, Ca(OH)₂ en Ba(OH)₂ geven in water basische oplossingen, de andere metaalhydroxiden lossen niet (slecht) op.
AMMONIAK in water geeft een basische oplossing:

NH₃(aq) + H₂O (l) → NH₄ ⁺(aq) + OH^-(aq)

Het NH₃ -molecuul neemt een H⁺ op van een watermolecuul en is dus een BASE.
Beide tabellen op blz. 288 moet je kennen in twee richtingen: namen ↔ formules.

§ 9.4

ZUUR-BASEREACTIES: ZUUR STAAT H⁺ AF AAN BASE (of de H⁺ uit de zure oplossing verenigt zich met de OH^- uit de basische oplossing).
Bijvoorbeeld zoutzuur ( H⁺(aq) + Cl^-(aq) ) en natronloog ( Na⁺(aq) + OH^-(aq) ) worden samengevoegd:

Ander voorbeeld: zoutzuur en calciumcarbonaat (CaCO3(s)):

Je ziet gasontwikkeling bij deze reactie, er ontstaat KOOLSTOFDIOXIDE.
Wil je een ZUUR-BASEREACTIE OPSTELLEN:

§ 9.5

Een leesstuk. Trefwoorden:

REGENWATER met pH < 6: ZURE REGEN.
VERZURING ontstaat door:

NO_x wordt HNO₃ , SO₂ wordt H₂SO₄ en NH₃ wordt ook HNO₃ .

TEGENGAAN:

§ 9.6

De pH van een zure oplossing is gedefinieerd als –log[H⁺] of -log[H₃O⁺]
Daaruit volgt dat [H⁺] (of [H₃O⁺] gelijk is aan 10^-pH.

BEREKENING op de REKENMACHINE:
1) De pH als de [H⁺] bekend is, bv 3,6 x 10–3 molL⁻¹:
Toets in     [(-)]     [log]     3.6     [2nd]     [,](=EE)     [(-)]     3     [ENTER],
en je antwoord is de pH, in dit geval 2,4.
2) De [H+] als de pH bekend is, bv 1,83
Toets in     10     [^]     [(-)]     1.83     [ENTER],
en je antwoord is de concentratie H⁺-ionen in molL-1, in dit geval 1,48 x 10⁻² molL-1.

§ 9.7

De pH van basische oplossingen bereken je via de pOH.
De pOH is gedefinieerd als –log[OH^-].
Daaruit volgt dat [OH^-] gelijk is aan 10^-pOH.
Uit de evenwichtsvoorwaarde van het waterevenwicht (2H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^- ),

K_w = [H₃O⁺] x [OH^-] = 1,0 x 10⁻¹⁴

volgt na wat wiskundig omzetten:

pH + pOH = 14,0 (298 K)

Je kunt de pOH berekenen als [OH^-] bekend is (zie § 9.6) en vervolgens de pH met

pH = 14,0 - pOH.

Omgekeerd kan je [OH^-] berekenen als de pH bekend is. Eerst bereken je de pOH met

pOH = 14,0 - pH en dan:

[OH-] = 10^-pOH

(zie § 9.6 voor het rekenmachine werk).

§ 9.8

Het titreren komt later aan de orde (in klas 5V).