Havo4 zuur-base

• Scheikunde
• Middelbare school
• havo
• Leerjaar 4

Lesdoelen Havo4 zuur-base

Je herkent een zuur-basereactie als een reactie waarbij H+-ionen worden overgedragen van een zuur naar een base.

Je stelt de reactievergelijking op van het ioniseren in water van zuren en basen.

Je kunt de zuurgraad van een oplossing uitleggen adhv de aanwezigheid van OH−-ionen of H+-ionen.

Microniveau

Op microniveau is een zuur een deeltje dat een H+-ion afstaat. Een deeltje dat een H+-ion opneemt, heet een base.

Als een zuur in water wordt opgelost, ontstaat een zure oplossing. Het zuur heeft dan een H+-ion aan een watermolecuul afgestaan. 

Ionisatie

Proces waarbij in een oplossing moleculen worden omgezet in ionen.

De meeste zuren zijn moleculaire stoffen kijk maar hoe zwavelzuur is opgebouwd. Bij het oplossen in water ontstaan ionen. dit noemen we ionisatie.

eenwaardig, tweewaardig en driewaardig

Voorbeelden éénwaardig zuur:      zoutzuur en salpeterzuur

Voorbeelden  tweewaardig zuur:      zwavelzuur en  koolzuur.

Driewaardig: Fosforzuur

Koolzuur is instabiel (en een evenwichtsreactie)

Organische zuren

Organische zuren of carbonzuren zijn koolstofverbindingen met een carboxylgroep: een –COOH-groep.

Organische zuren zijn slechts voor een deel geïoniseerd wanneer ze in water worden opgelost. Als een organisch zuur oplost in water, ontstaat een chemisch evenwicht:

Wat is mijn naam?

Bekende base

Sterk: Natronloog en kaliloog zijn bekende sterke base

Zwak: ammoniak

Zuur-basereactie 1

O2- is een base 

Een base kan H+ opnemen. 

Bijvoorbeeld metaaloxide Na2O, K2O en CaO 

het zout moet wel oplosbaar zijn in water 

Zuur-basereactie 2

Carbonaationen in water kunnen een H+ opnemen

Wat is mijn naam?

zuurgraad pH

Omdat watermoleculen als zuur én als base kunnen reageren, is in zuiver water altijd een heel klein beetje H+ en OH− aanwezig => neutraal => pH = 7

Elke zure oplossing bevat H+-ionen. De concentratie OH− is verwaarloosbaar klein. => pH < 7

Elke basische oplossing bevat OH−-ionen. De concentratie H+ is verwaarloosbaar klein => pH > 7

pH en rekenen

Significantie pH-berekeningen

Het aantal decimalen van de pH-waarde = het aantal significante cijfers van [H+].

Bijvoorbeeld: wanneer de pH van een oplossing 3,6 is . Dus 1 decimaal => [H+]  3. 10−3 mol L−1.

Dus andersom geldt:

Het aantal significante cijfers  van [H+] bepaalt het aantal decimalen in de berekende pH-waarde.