H⁺(aq) + OH^-(aq) H₂O(l)

Opdracht 2
Geef zo volledig mogelijk de elektronenstrukturen van het atoom H en van de ionen H⁺, H^-, OH^- en (H₃O⁺).

Opdracht 3
Leg uit waarom men voor een zuur ook wel het woord "protondonor" gebruikt.

1. Definities

de gegevens:
• 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^-

1.1 Neutralizeren

Een oplossing van 25^oC met pH = 7
1. bevat geen zouten
2. Bevat gelijke hoeveelheden H⁺ en OH^-
3. bevat geen H⁺ en geen OH^-
4. bevat geen zuur of base

1. Zal de volgende stof een zuur zijn of niet? ofwel, zal het deeltje in staat zijn protonen af te staan?
2. Probeer in je antwoord ook het polaire karakter van de bindingen in het molekuul mee te nemen

1.2 Types van zuren

1. Organische Zuren
   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 Reakties.
   Hier alleen maar wat opdrachten
   
   Opdracht 8
   Kijk goed naar de struktuur van een carboxylgroep. Wat zou de oorzaak zijn van het zure karakter van deze groep?
   
   Opdracht 9
   De carboxylgroep is niet zo'n sterk zuur. Vergelijken we metaanzuur met trichloormetaanzuur, kunnen we noteren dat de laatste een stuk sterker is.
   Leg dat verschijnsel uit.
   
   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 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^-, versterkt alleen maar de vrijheidsgraad van deze elektronen wat het geheel nog stabieler maakt dan het al was. Afsplitsing van H⁺ versterkt dus de stabiliteit van de struktuur, vandaar dat (zwak) zure karakter.
   
   
   
   of
   
   Fenol fenolaat + H⁺
   
   
   Het extra elektron van fenolaat gaat meedoen in de vrije beweging van de zes elektronen van de ring en stabilizeert zo het fenolaat.
   
   
2. Oxy-zuren
   De oxy-zuren worden gevormd - in het algemeen - uit het bijbehorende oxide met water.
   Voorbeeld: P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄
   
   Let op: Het betreft hier reakties waarbij het oxidatiegetal niet verandert.
   
   Opdracht 10
   Geef de reaktievergelijkingen van de vorming van de volgende zuurstofhoudende zuren: zwavelzuur, koolzuur, hyperchloorzuur, permangaanzuur.
   
   Het merendeel van deze oxides komen van de niet-metalen (niet alle!!).
   
   
3. Waterstofzuren (zuurstofloos)
   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
   
   Opdracht 11
   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.
   
   
4. Kationzuren
   Bepaalde meerwaardig positieve ionen (2+ en 3+) hebben de eigenschap om watermolekulen sterk aan te trekken. Ze worden gehydrateerd, zeggen we dan. Er is een sterke aantrekking op de negatieve lading (δ^-) van de watermolekulen. Maar ja, daarmee komen de waterstofatomen van die watermolekulen met hun lading δ⁺ ook dichtbij die sterk positieve metaalionen. Je begrijpt dat dit afstoting tot gevolg heeft en dat er protonen kunnen 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⁺ ou Fe³⁺, en andere.
   
   
   
   
   
   Opdracht 12
   Is dat logisch?: Kationzuren zijn - in het algemeen - oplossingen met meerwaardig positieve metaalionen.
   antwoord
   
   Opdracht 13
   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. Waarom? Wat is de konsekwentie in de praktijk?
   
   
5. Negatieve ionen
   Opdracht 14
   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 zijn enkele negatieve ionen die als zuur kunnen optreden en dus H⁺ kunnen afstaan. Bijvoorbeeld: HCO₃^-.
   Dit voorbeeld laat zien dat het gaat over amfotere deeltjes. Ofwel, dit type negatieve ionen dat nog waterstof bevat, meervoudige zuren die nog niet alle H⁺ hebben afgestaan. Je vindt ze in de tabel met zuren en basen in beide kolommen. Kontroleer dat.

1.3 Verschillende types basen

1. Organische molekulen
   Normaal gesproken zijn dat die stoffen die stikstof bevatten dat een vrij elektronenpaar heeft. Denk bijvoorbeeld aan amines en de aminozuren.
   
   Opdracht 15
   Geef de reaktievergelijking in ionenformules van de reaktie met een zuur met:
   1. amino-ethaan;
   2. Alanine.
   
   Opdracht 16
   Geef een organische stof die een tweewaardige base is (diprotonisch).
   Antwoord
   
   
2. Negatieve ionen
   In principe kunnen alle negatieve ionen H⁺ vangen, opnemen en zijn dus basen, hetzij zwak, hetzij sterk. Sommige buitengewoon zwak, zoals Cl^-.
   
   Opdracht 17
   Plaats in volgorde van toenemende basischiteit de volgende deeltjes; (gebruik daarbij de tabel van zuren en basen):
   
   Br^-     0H^-     HCO₃^-     H₂PO₄^-     CH₃COO^-     CH₂ClCOO^-     SO₄^2-     HSO₄^-
   
   
3. Enkele positieve ionen
   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 dus 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. Bovendien kan dat deeltje ook nog doorgaan met protonen afstaan (en Al(OH)₂(H₂O)₄⁺ vormen). Het kan dus opnemen en ook afstaan, dus het is een amfoteer deeltje.
   
   

   Al(H2O)6	+	H2O		Al(OH)(H20)5-	+	H3O+
   zuur		base		base		zuur

   
   Opdracht 18
   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.
   
   
4. Neutrale molekulen
   Zoals bijvoorbeeld ammoniak en water (waarbij water zelfs amfoteer is)
   
   Opdracht 19
   Als de twee gassen ammoniak en waterstofchloride samenkomen vormt zich een witte rook.
   1. Geef de reaktievergelijking in molekuulformules
   2. Leg uit waarom deze reaktie een zuur-base reaktie is.
   
   
   
   

   2. Het Zuur-Base Evenwicht; geconjugeerde paren.

   Opdracht 20
   Gegeven het volgende evenwicht: H₂O + H₂O H₃O⁺ + OH^-
   
   1. Leg uit waarom dit evenwicht alleen maar kan bestaan in waterig milieu
   2. Aan welke kant heb je de sterke en zwakke stoffen?
   3. Wat is de waarde van de evenwichtskonstante?
   
   
   
   

   2.1 K_w en de autoprotolyse van water.

   
   In een watermilieu heb je altijd ongelooflijk veel watermolekulen die voortdurend met elkaar in botsing zijn. Nu heeft het watermolekuul de neiging om (heel zwak) protonen af te staan, maar ook om protonen op te nemen (amfoteer), dus zal bij botsing tussen twee watermolekulen het volgende kunnen gebeuren:
   
   

   H2O	+	H2O		H3O+	+	OH-			ΔH > 0
   zwakke base		zwak zuur		sterk zuur		sterke base

   
   Let op: de twee ionen vormen zich in gelijke hoeveelheden.
   Het waterevenwicht bestaat uitsluitend in watermilieu, ligt sterk aan één kant en heeft een evenwichtskonstante:
   
   
       →         →    
   
   
   In neutrale waterige oplossingen met temperatuur van 25ºC gebeurt het volgende:
   Van elke mol watermolekulen (dat zijn er 0,6 x 10²³) zullen "slechts" 6 x 10¹⁶ watermolekulen 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
   
   K_w (autoprotolysekonstante) = 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 K_w verandert in dit geval van 10^-14 naar 10^-12.
   
   Opdracht 21
   Wat zal - ongeveer- de waarde zijn van K _w in ijs?
   
   Opdracht 22
   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.       waar of onwaar?
   Verdedig je antwoord.
   
   
   

   2.2 Geconjugeerde paren

   Opdracht 23
   Wat wil dit zeggen?: HA e A^- vormen een geconjugeerd paar.
   
   Laten we een zuur aanduiden met HA. Opgelost in water zal HA H⁺ afsplitsen. Op dezelfde manier noemen we het A^- een base die - opgelost in water - H⁺ zal opnemen.
   De volgende evenwichten zullen zich instellen:
   
   

   zure oplossingen

   basische oplossingen

   HA

   +

   H2O

   H3O+

   +

   A-

   A-

   +

   H2O

   HA

   +

   OH-

   zuur

   base

   zuur

   base

   base

   zuur

   zuur

   base

   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.
   
   Opdracht 24
   In de twee bovenstaande evenwicht kun je meerdere geconjugeerde paren vinden. Welke zijn dat?
   antwoord
   
   
   

   2.3 Zwak en Sterk

   Een zuur-base reaktie zal in principe altijd een chemisch evenwicht zijn met meestal 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'.
   
   Opdracht 25
   Maak gebruik van de tabel met zuren en basen en leg uit waarom de volgende stoffen al dan niet zullen reageren:
   
   1. waterstofjodide met water
   2. waterstofsulfide met fluoride
   3. waterstofcarbonaat met fosfaat
   4. gehydrateerde aluminiumionen met fosfaat
   5. zwavelzuur met carbonaat
   6. 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 reaktie plaats vinden tussen de reagentia. Achter deze regel gaat 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 reaktie veroorzaken ten gunste van de zwakke.

   
   
   
   

   2.4 K_A (zuurkonstante) en K_B (basekonstante)

   zure oplossingen

   basische oplossingen

   HA

   +

   H2O

   H3O+

   +

   A-

   A-

   +

   H2O

   HA

   +

   OH-

   zuur

   base

   zuur

   base

   base

   zuur

   zuur

   base

   A-is geconjugeerde base van zuur HA

   HA is geconjugeerd zuur van base A-

   KA = zuurkonstante

   KB = basekonstante

   Als KA heel groot is (of pKA is heel klein), is HA een zeer sterk zuur

   Als KB heel erg groot is (of pKB is heel klein), dan is A- een zeer sterke base

   Een evenwicht verplaatst zich altijd naar de kant van de zwakken

   
   
   Opdracht 26
   Bestudeer de tabel met geconjugeerde zuur-base paren en probeer de volgende uitstpraken te bevestigen:
   
   1. als K_A heel groot is (of pK_A erg klein), dan is HA een zeer sterk zuur
   2. meerwaardige zuren kunnen meer dan één proton afstaan, bijvoorbeeld, H₃PO₄
   3. meerwaardige basen kunnen meer dan één proton opnemen, bijvoorbeeld CO₃^2-
   4. amfotere deeltjes kunnen zowel als zuur alsook als base reageren, bijvoorbeeld HPO₄^2-
   
   Opdracht 27
   Leg uit of de volgende zouten eventueel de mogelijkheid hebben om protonen af te staan of op te nemen:
   natriumcarbonaat en calciumwaterstofcarbonaat.
   antwoord
   
   
   
   

   3. De p-waarden

   3.1 pK_A en pK_B

   wiskundig:            p...... = -log .......
   
   
   K_A en K_B zijn de zuur-/basekonstanten waarvan de waarden zich in de tabellen bevinden.
   Vaak zijn de waarden van concentraties (en helemaal de wiskundige produkten van concentraties) heel erg klein, zoals bijvoorbeeld: 10^-6 mol/l.
   Juist daarom heeft men de p-waarden ingevoerd die een eenvoudiger manier zijn om concentraties op te schrijven en er mee te rekenen.
   
   K_A en K_B 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
   
   Opdracht 28
   In waterige neutrale oplossingen met een temperatuur van 25ºC:
   • de gegevens: [H₃O⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/dm³       i.é     pH = pOH = 7
   • K_w (konstante van de autoprotolyse) = K x (55.6)² = [H₃O⁺] x [OH^-] = 10^-14
   
   Bewijs de volgende bewering: pK_w = pH + pOH
   
   pK_W bij 25ºC heeft een waarde van ±14, bij 100ºC is die waarde ±12
   
   Opdracht 29
   Vul de lege plaatsen in, via berekeningen en door gebruik van de tabel:
   
   

   	concentratie	waarde van KA of KB	waarde van de pH van de oplossing
   A	0,1M HCl
   B	0,1M HAc
   C	0,3M HN3
   D	1M Na2CO3

   
   Opdracht 30
   Gebruik de zuur-base tabel en kontroleer het produkt van K_A x K_Ben de som van pK_A + pK_B van de geconjugeerde paren.
   
   • Wat neem je waar en wat is je konklusie?
   • Kun je dat uitleggen?
   
   
   
   

   3.2 pH

   Bestudeer het volgende schema; probeer het te begrijpen en uit te leggen:
   
   

   pH	-1	0	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15
   pOH	15	14	13	12	11	10	9	8	7	6	5	4	3	2	1	0	-1
   	zeer sterke en/of geconcentreerde zure oplossingen			zure oplossingen				neutrale oplossingen			basische oplossingen				zeer sterke en/of geconcentreerde basische oplossingen

   
   
   
   
   

   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 plastieke 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)
   
   
   
   Opdracht 31
   Bovenstaande foto kunnen we omzetten in een tabel met 3 kolommen en 3 rijen.
   Kontroleer of onderstaande tabel juist is.
   
   

   	fenolftaleïne	methylrood
   ammoniak(aq)	carmijnrood	geel
   HCl(aq)	kleurloos	rood

   
   
   

   Indikatoren zijn zwakke zuren met zwakke geconjugeerde basen (in evenwicht).

   
   De struktuur van een indikator is meestal organisch en behoorlijk komplex. 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 molekuul 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.
   
   Opdracht 32
   Welke plant ken je met deze eigenschap?
   
   Opdracht 33
   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.
   Antwoord
   
   
   
   

   5. Zouten en Elektrolyten

   Als stoffen opgebouwd zijn uit ionen noemt men ze vaak: elektronlyten. 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.
   
   Opdracht 34
   Is de volgende bewering waar of onwaar?: een stof die uit ionen is opgebouwd (met uitzondering van H⁺ e OH^-) is een zout.
   Verdedig je antwoord.
   
   Als er een reaktie plaats vind met ionaire stoffen (stoffen met ionen) dan kun je de reaktievergelijking schrijven in ionenformules, maar ook in empirische formules. De voorkeur gaat uit naar ionenformules; alleen als je berekeningen moet gaan uitvoeren op basis van de vergelijking doe je er goed aan niet met de ionenformules te werken, maar met de empirische. Dus niet met Na⁺ en Cl^-, maar met NaCl.
   
   Voorbeeld:
   HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)         empirische formules
   
   H₃O⁺ + OH^- → H₂O(l)         ionenformules
   
   De twee vergelijkingen geven precies dezelfde gebeurtenis weer.
   
   
   De elektrolyten (in het bijzonder de zouten) - juist omdat ze uit ionen zijn opgebouwd - zijn nooit in hun geheel zuur of base. Je moet altijd kijken per ion wat het karakter is. Een ion is neutraal of heeft een zuur of een basisch karakter. Het overheersende karakter geeft het karakter aan het zout als totaal. Zoals in het geval van NaCl, opgebouwd uit de ionen Na⁺ e Cl^-: geen van beide ionen hebben een zuur of basisch karakter. Het zout als geheel is dus een neutrale stof; beïnvloedt in oplossing niet de pH. Maar vele andere zouten hebben wel degelijk die invloed: zoals natriumcarbonaat, opgebouwd uit de ionen Na⁺ en CO₃^2-. 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.
   
   Voorbeelden:
   Gebruik tabel I
   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 watermolekulen, veroorzaakt geen vorming van protonen en beïnvloedt dus niet het milieu van het water.
   HCO₃^- is een ander verhaal: De tabel toont een K_A = 10^-10 en een K_B de 10^-8
   K_A (10^-10) < K_B (10^-8), dus, HCO₃^- heeft een amfoteer karakter, terwijl het basisch karakter domineert omdat K_B > K_A.
   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 beínvloeden in een oplossing. Een zeer slecht oplosbaar zout levert veel te weinig ionen om 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.
   
   Opdracht 35
   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.
   
   
   
   

   6. Bufferoplossingen

   Opdracht 36
   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 zout 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 wordt meteen dat extra zuur geneutraliseerd door de aanwezige zwakke base van de buffer (het ruim aanwezige Ac^-). De volgende reaktie 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 to (bijvoorbeeld OH^-) aan een buffermengsel, zal die extra base meteen geneutraliseerd worden door het ruim aanwezige zwakke zuur HA van die buffer. De volgende reaktie 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.
   
   
   
   

   Definitie: Een water-oplossing: waarvan de pH nauwelijks verandert, ook bij toevoeging van zuren of basen die en mengsel bevat van een zwak zuur + zijn geconjugeerde zwakke base, beiden in aanzienlijke concentraties.

   
   
   
   de Bufferformule:
   
           of      
   
   
   Een 'buffer' van goede kwaliteit zal altijd ongeveer gelijke hoeveelheden bevatten van zuur en base.
   
   Opdracht 37
   
   1. Zijn de beweringen I en II waar of onwaar? Leg je keuze uit.
      1. Om een goede bufferoplossing te verkrijgen moet je altijd een zuur kiezen met pK_A dicht bij de gewenste pH.
      2. Van de twee zuur-base paren: HCO₃^- / CO₃^2- en H₂CO₃/HCO₃^-, is de eerste de beste buffer in bloed.
   2. Bereken de pH van een mengsel van 1 mol Natriumoxalaat
      1. in 2 liter water
      2. + 1 mol natriumwaterstofoxalaat in 2 liter water.
   3. 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
   • diverse fosfaten
   
   
   De bufferoplossingen funktioneren altijd op zodanige manier dat de buffer zwakke zuren en basen bevat.
   
   Opgave 37A
   1. 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
   2. Diezelfde toevoeging aan 500 ml buffermengsel van 0,1M HAc en 0,1M NaAc verlaagt de pH slechts van 4,74 naar 4,68
   3. 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
   1. zuiver water
   2. een oplossing van 0,1M sterk zuur
   3. een oplossing van 0,1M sterke base
   4. een oplossing van 0,1M zwakke base
   5. een buffermengsel
   1. controleer de beweringen van I en II hierboven door berekeningen met de bufferformule.
   2. bereken de verandering van pH van bovenstaande toevoeging (III) van 2 ml 2M NaOH aan 500 ml buffer 0,1M NaAc/HAc
   3. Kontroleer en verklaar de gegevens in het diagram.
   
   Antwoord
   Als het bloed een zuur moet transporteren, dan zal bijv. een aminogroep of andere basische ionen/molekulen daarvoor verantwoordelijk zijn. In geval een base getransporteerd moet worden, zal een zuur ion/molekuul 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.
   
   
   

   waar?	welke zijn de enzymen?	de waarden
   In de maag	peptase, rennase en lipase	1,5 - 4
   In de darmen	maltase, saccharase, lactase, ereptase	6,6 - 8,5

   
   
   
   
   

   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 bestuderen.
   (de edelgassen laten we buiten beschouwing, want die vormen toch geen bindingen, dus ook geen zuren of basen)
   
   

   I. Periode 2, Li - F	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.
   II. Periode 3, Na - Cl	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 e 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.
   III. Groep 1, Li – Cs	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.
   IV. Groep 5, N - Bi	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
   V. Groep 6, O - Po	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
   VI. Grupo 7, F - At	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

   
   
   Opdracht 38
   Leg uit waarom H₄CO₄ gelijk is aan H₂CO₃
   
   Opdracht 39
   LiOH     NaOH     KOH     RbOH     CsOH
   Leg uit waarom de basischiteit van deze stoffen toeneemt van boven naar beneden.
   
   Opdracht 40
   Het zuur HFO₃ bestaat in werkelijkheid niet echt en dat komt door de grootte van (het kleine) F.
   Leg uit.
   
   

   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
   

   xxx           sterke zuren       xxx                                 xxx                                 xxx                                 xxx           sterke basen      xxx

   verbindingen met H e O   B     B     B           B     O     A     B     B     B     O     A     A     A     B     B     B     O     O     A     A     B     B     B     B     O     A     A     B     B     B     B     B     O     A     B     B             A

   sterke basen                 xxx                         xxx                         xxx                         xxx                         xxx                         xxx       sterke zuren

   verbindingen met H   B     B     B         B     O     A     B     B     B      O     B     A     A     B     B     B       A     A     A     B     B     B       A     A     A     B     B     B       A     A     A     B     B             A

   
   
   Opdracht 41
   Bij de verbindingen met Waterstof doen koolstof en silicium van groep 4 niet mee bij de vorming van zuren of basen. Leg dat uit.
   
   antwoord
   
   
   
   

   8. Zuur-base berekeningen

   
   

   8.1 Berekeningen met pH

   De belangrijkste reden om p-waarden te gebruiken is het gebruik van concentraties 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.
   
   Ter herinnering: in water met een normale temperatuur (zeg maar 20 - 25ºC) geldt: pH + pOH = pK_W = 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, gelijk aan de uitspraak: de concentraties van H₃O⁺ en OH^- zijn gelijk.
   
   Opdracht 42
   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.
   
   Opdracht 43
   Zal het volgende mengsel een neutrale oplossing zijn, ja of nee?: 1 mol H₂SO₄ + 1 mol NaOH in water
   Leg je antwoord uit.
   
   antwoord
   
   Opdracht 44
   Leg uit welke van de twee oplossingen de laagste pH zal hebben:
   
   1. 1M H₂SO₄ of 1M HCl
   2. 1M HCl of 1M HAc
   
   De waarden van pH kunnen best 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 in het algemeen 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 e 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(4 – 0,5)     →       [H₃O⁺] = 3 x 10^-4 mol/l.
   
   
   
   

   8.2 Berekeningen met K_A en K_Ben met pK_A en pK_B

   Opdracht 45
   
   Bereken de pH van de volgende oplossingen:
   1. 0,1M HAc
   2. 0,1M NH₃
   3. 0,1M HCl
   Voorbeeld a):
   0,1M HAc wil zeggen: 0,1 mol azijnzuur (CH₃COOH) werd opgelost in een liter water. Een deel van de molekulen dissocieert in H⁺ en Ac^-. De hoeveelheid van H⁺ (in water H₃O⁺) bepaalt de waarde van de pH (=-log[H₃O⁺]).
   We moeten deze hoeveelheid kennen evenals de sterkte/zwakte van het zuur, dus de K_A
   We consulteren de tabel om te zien dat K_A = 10^-4 of pK_A = 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
   
   Opdracht 46
   Nooit vergeten:       Hoe zwakker een zuur, hoe kleiner K_A       Hoe sterker een zuur, hoe groter K_A
   Kontroleer deze bewering in tabel I.
   
   Opdracht 47
   Leg uit waarom de sterke zuren en basen in de tabel geen bepaalde K-waarde hebben.
   
   
   
   

   9. Zuur-base titraties

   Demonstratie: (wordt nog gewerkt aan een filmpje hier)
   Indien mogelijk zou iemand (een docent) eerst een titratie moeten demonstreren, bijvoorbeeld door een elektronische pH-meter te gebruiken. Je noteert elke keer de pH-waarde na toevoeging van 0,5 ml titulant net zolang tot het eindpunt ruimschoots is gepasseerd.
   Direct daarna demonstreert de docent 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.
   Tenslotte, samen met de cursisten maakt de docent de berekening.
   
   Opdracht 48
   25 ml xM KOH wordt getitreerd met 16 ml 0,27M HCl.
   Bereken [KOH].
   
   Een titratie is een redelijk snelle methode om de concentratie te bepalen van bepaalde stoffen opgelost in water, waarbij aparaten worden gebruikt die heel precies de volumes kunnen lezen van oplossingen, zoals pipetten, buretten en maatkolven. Een ander woord voor deze titratie zou kunnen zijn "volumetrie".
   
   Aan de basis van de zuur-base titratie ligt natuurlijk een zuur-base reaktie. 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).
   
   Opdracht 49
   Wat is de equivalente hoeveelheid NaOH voor 0,3 mol zwavelzuur?
   
   Normaal gesproken regeren in een titratie rustig en snel de twee opgeloste stoffen totdat de reaktie stopt: dat is als equivalente hoeveelheden zijn samengevoegd en als één van de twee op is. In de praktijk - jammer, maar helaas - is het vrijwel onmogelijk om precies te stoppen op het moment dat het equivalentiepunt is bereikt. Anders gezegd: het eindpunt van de titratie zal meestal even voorbij het equivalentiepunt liggen. Er zal altijd net iets te veel titulant 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.
   
   Opdracht 50
   Bij een titratie hebben we 3 ml van de titulant (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 titulant (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. (Toepassing van de scheikunde in Industrie en Milieu).
   
   Opdracht 51
   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.
   Antwoord
   
   Bij een zuur-base titratie zal niet altijd de pH van het equivalentiepunt 7 zijn. De pH hangt af van de eigenschappen van het produkt (meestal een zout). Het produkt kan namelijk opgebouwd zijn uit deeltjes met zure of basische eigenschappen.
   
   Bijvoorbeeld: als het produkt 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 eindprodukt 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
   
   
   Opdracht 52 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 nogal belangrijk is en afhankelijk van de soort van titratie: Je moet altijd nagaan of het produkt een neutrale, zure of basische oplossing veroorzaakt en een indikator kiezen die bij dat milieu van kleur verandert.
   
   Opdracht 53
   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 zgn indirecte titratie uit te voeren. De stof die je wilt bepalen moet dan eerst volledig reageren met een "tussenstof" of een "vervanger". Nu weet je precies hoeveel tussenstof je eerst had, je bepaald hoeveel tussenstof over is na de reaktie (een titratie), dus dan kun je berekenen hoeveel van de oorspronkelijke stof er was.
   
   Een voorbeeld:
   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 reaktievergelijking 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.
   
   Opdracht 54
   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.
   
   
   

   9.1 Zuur-base Indikatoren

   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 komplexe struktuur. Afgekorte formule: HIn.
   In water:
   
   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.
   
   Opdracht 55
   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 en 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 twe kleuren 1 en 2.
   
   Opdracht 56
   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 molekulen HIn.
   Let er op dat het omslagtraject lang niet altijd in de buurt van de 7 ligt!
   
   Opdracht 57
   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.
   
   antwoord
   
   Opdracht 58
   
   1. Welke kleur krijgt thymolblauw in een oplossing van 1M KOH?
   2. Wat domineert in de oplossing: Het HIn molekuul of het ion In^-?
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   

   LEEROPDRACHT zuur-base reakties

   
   

   Het is de bedoeling dat je een aantal zuur-base reakties 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 reaktie zijn:	De te onderzoeken reakties zijn:
   Welke deeltjes zijn bij de reaktanten aanwezig? (ionenformules, molekuulformules, struktuurformules.) 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 protolysereakties op van het zuur en de base. Indien het zuur of de base méér dan één proton kan afstaan of opnemen, schrijf dan meerdere protolysereakties op. Schrijf de totaalreaktie op; zoveel mogelijk met ionenformules. Aan welke kant ligt het evenwicht? Schrijf de formules op van de produkten. (ionen-, molekuul- en struktuurformules) 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 totaalreaktie en met de tabel. Zijn er vervolgreakties? Zo ja, schrijf ze op.	Oxaalzuur(aq) + Kalkwater 1M zoutzuur + IJzer(II)sulfide (in de zuurkast) Aluminiumsulfaat + 1M Natronloog Fosforzuur(aq) + Krijt(s) Ammoniumchloride + Kaliloog Uitgeademde lucht langdurig doorblazen (rietje) in Kalkwater.

   
   
   voorbeeld:
   We kiezen als voorbeeld de eerste reaktie: oxaalzuur(aq) + kalkwater.
   Let op: we hebben dus te maken met twee oplossingen die we samen gaan voegen.

   Welke deeltjes zijn bij de reaktanten aanwezig? (ionenformules, molekuulformules, struktuurformules.) oxaalzuur (aq) kalkwater ionenformules 2H+ en C242- Ca2+ en OH- molekuulformules H2C2O4 Ca(OH)2 struktuurformules
   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 protolysereakties op van het zuur en de base. Indien het zuur of de base méér dan één proton kan afstaan of opnemen, schrijf dan meerdere protolysereakties op. zuur: H2C2O4 2H+ + C2O42-         H2C2O4 H+ + HC2O4-         HC2O4- H+ + C2O42- base: OH- + H+ H2O
   Schrijf de totaalreaktie op; zoveel mogelijk met ionenformules. Aan welke kant ligt het evenwicht? omdat er een neerslag wordt gevormd (het zout calciumoxalaat) verdwijnen de produkten uit het evenwicht. Oftewel: het evenwicht schuift helemaal naar rechts, naar de produkten.
   Schrijf de formules op van de produkten. (ionen-, molekuul- en struktuurformules) calciumoxalaat(s)     en     water ionenformules Ca2+ en C2O42- (in een ionrooster) molekuulformules Ca2C2O4(s)    en    H2O struktuurformules
   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 totaalreaktie en met de tabel. Alleen uit te voeren in het laboratorium. Maar je zult zien dat elke keer de kleuromslag plaats vindt.
   Zijn er vervolgreakties? 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.

   
   
   
   
   
   
   
   
   

   LEEROPDRACHT buffermengsels

   
   

   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 reaktie zijn:
   Je moet dus in totaal drie buffermengsels bedenken en maken met behulp van: ammoniumchloride azijnzuur ammonia natriummonowaterstoffosfaat natriumacetaat natriumdiwaterstoffosfaat	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 50 ml buffermengsel 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: 50 ml leidingwater 50 ml buffermengsel Meet van beide oplossingen (dus na de toevoeging van de sterke base) de pH-waarden m.b.v. pH-indikatorpapier.

   
   
   Voorbeeld:
   

   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. De bufferformule: 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 50 ml buffermengsel 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: 50 ml leidingwater 50 ml buffermengsel 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