Samenvattingen · ScheikundeNL · VWO

Zuur-base-evenwichten en pH-berekeningen

Zuren en basen volgens Brønsted als proton-donoren en -acceptoren, met geconjugeerde zuur-baseparen en amfolyten. Je leert de pH-schaal begrijpen vanuit het evenwicht van water (Kw), de pH van sterke zuren en basen berekenen, met Ka/Kb rekenen aan zwakke zuren en buffers, en een titratiecurve interpreteren om het equivalentiepunt en de juiste indicator te bepalen.

4 Onderdelen~12 min leestijd4 VaardighedenNiveau Basis 1 · Standaard 2 · Verdieping 1

T·101010 / 16

Examenprofiel

Zuren en basen volgens Brønsted herkennen; geconjugeerde zuur-baseparen en amfolyten benoemenDe pH van sterke zuren en basen berekenen vanuit het water-evenwicht (Kw)Met Ka/Kb aan zwakke zuren en basen rekenenEen titratiecurve interpreteren: equivalentiepunt bepalen en indicator kiezen

Operatoren:berekengeefleg uitverklaarberedeneerbepaal

basisniveau

Voor het CE bereken je pH van sterke zuren/basen en lees je Ka af uit BINAS.

verhoogd niveau

In de profielverdieping reken je aan zwakke zuren, buffers en titratiecurves met Ka/Kb en evenwichtsbenaderingen.

Diepte

Tekst

Inhoud · 4 onderdelen

Zuur-base-evenwichten en pH-berekeningen

Zuren en basen volgens Brønsted#

BasisBronstedgeconjugeerd paaramfolyt

Geconjugeerde zuur-baseparen

Afb. 1Afb. 1 — Geconjugeerde zuur-baseparen: zuur en base verschillen precies één proton; water komt zowel als zuur als als base voor (amfolyt).

Volgens de theorie van Brønsted is een zuur een deeltje dat een proton (H⁺) kan afstaan (een protondonor) en een base een deeltje dat een proton kan opnemen (een protonacceptor). Een zuur-basereactie is dus een protonoverdracht van het zuur naar de base. Deze definitie is ruimer dan het schoolbeeld „zuur = smaakt zuur”: ze werkt ook voor gasreacties en verklaart waarom ammoniak (NH₃) een base is (het neemt een proton op tot NH₄⁺).

Wanneer een zuur zijn proton afstaat, blijft er een deeltje over dat het proton weer kan opnemen: de geconjugeerde base. Azijnzuur (CH₃COOH) staat een proton af en wordt het acetaction (CH₃COO⁻), zijn geconjugeerde base. Zuur en geconjugeerde base verschillen precies één proton en vormen samen een geconjugeerd zuur-basepaar (afbeelding 1). In elke zuur-basereactie zijn er twee zulke paren: het zuur van het ene paar reageert met de base van het andere.

Sommige deeltjes kunnen zowel een proton afstaan als opnemen; ze heten amfolyt (of amfoteer). Water is het belangrijkste voorbeeld: tegenover een zuur gedraagt het zich als base (het wordt H₃O⁺), tegenover een base als zuur (het wordt OH⁻). Ook het waterstofcarbonaation (HCO₃⁻) is een amfolyt. Dit dubbelkarakter van water is de sleutel tot het volgende onderwerp — de autoprotolyse — en tot de hele pH-schaal.

Bij het opstellen van een zuur-basevergelijking benoem je welk deeltje het proton afstaat en welk het opneemt, en schrijf je beide geconjugeerde paren op. De sterkte van een zuur (hoe graag het zijn proton afstaat) staat in BINAS als de Ka-waarde; een sterk zuur staat zijn proton vrijwel volledig af, een zwak zuur maar gedeeltelijk (een evenwicht). Dat onderscheid tussen sterk en zwak — volledige tegenover gedeeltelijke protonafgifte — bepaalt hoe je de pH berekent.

Uitgewerkt voorbeeld

Geconjugeerde paren aanwijzen

Wijs in NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ de twee geconjugeerde zuur-baseparen aan en benoem de rol van water.

Protonoverdracht volgen
H₂O staat een proton af aan NH₃; H₂O werkt hier dus als zuur en NH₃ als base.
Paar 1
Water (zuur) en zijn geconjugeerde base OH⁻ vormen het paar H₂O / OH⁻.
Paar 2
Ammoniak (base) en zijn geconjugeerd zuur NH₄⁺ vormen het paar NH₄⁺ / NH₃.

Resultaat: De paren zijn H₂O/OH⁻ en NH₄⁺/NH₃; water treedt hier op als zuur (amfolyt).

Veelgemaakte fouten

De geconjugeerde base twee protonen laten verschillen van het zuur; een geconjugeerd paar verschilt precies één H⁺.
Sterk en geconcentreerd verwarren: sterkte gaat over de mate van protonafgifte, concentratie over de hoeveelheid per liter.

Actieve herhaling

Geef voor de reactie NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ de twee geconjugeerde zuur-baseparen en benoem de rol van water.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: BINAS informatieboek — tabel 49 (zuren en basen) (College voor Toetsen en Examens (CvTE))

pH en het evenwicht van water#

StandaardautoprotolyseKwpHpOH

De pH-schaal

Afb. 2Afb. 2 — De pH-schaal met enkele alledaagse stoffen; onder 7 zuur, 7 neutraal, boven 7 basisch. Elke stap is een factor tien in [H₃O⁺].

Water reageert in zeer geringe mate met zichzelf: twee watermoleculen wisselen een proton uit (autoprotolyse),

\mathrm{2\,H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-}

. Dit evenwicht ligt ver naar links, maar er zijn altijd wat oxonium- (H₃O⁺) en hydroxide-ionen (OH⁻) aanwezig. Het bijbehorende product

K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}]

heeft bij 25 °C de vaste waarde

1{,}0 \cdot 10^{-14}

. In zuiver water zijn beide concentraties gelijk aan

1{,}0 \cdot 10^{-7}

mol/L.

Omdat deze concentraties zo klein zijn, werkt men met de logaritmische pH-schaal:

\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]

. Een oplossing met

[\mathrm{H_3O^+}] = 10^{-3}

heeft pH 3. Zuiver (neutraal) water heeft pH 7; een lagere pH (hogere [H₃O⁺]) is zuur, een hogere pH is basisch (afbeelding 2). Elke pH-eenheid komt overeen met een factor tien in [H₃O⁺]: pH 3 is tien keer zo zuur als pH 4.

Analoog geldt

\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]

, en uit

K_w

volgt de handige relatie

\mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14

(bij 25 °C). Deze relatie laat je snel schakelen tussen zuur- en basemaat: weet je de pOH, dan ken je de pH. Zo bereken je de pH van een basische oplossing via de OH⁻-concentratie en pOH.

Voor een sterk zuur (dat volledig ioniseert) is de berekening direct: de [H₃O⁺] is gelijk aan de concentratie van het zuur, dus pH = −log(zuurconcentratie). Voor een sterke base bereken je eerst [OH⁻] uit de baseconcentratie, dan pOH, en dan pH = 14 − pOH. Deze rechttoe-rechtaan-aanpak werkt alleen bij sterke zuren en basen; bij zwakke zuren speelt het evenwicht mee (volgende paragraaf). Let op verdunning: bij zeer verdunde oplossingen (rond 10⁻⁶ mol/L) mag je de bijdrage van het water niet verwaarlozen.

K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1{,}0\cdot 10^{-14} \qquad \mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}] \qquad \mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14

Water-evenwicht en pH

Het ionproduct van water is constant bij 25 °C; pH en pOH zijn logaritmische maten die samen 14 opleveren.

Uitgewerkt voorbeeld

pH van sterk zuur en sterke base

Bereken de pH van 0,010 mol/L HCl en van 0,010 mol/L NaOH.

Sterk zuur (HCl)
HCl ioniseert volledig, dus [H₃O⁺] = 0,010 mol/L; pH = −log(0,010) = 2,0.
Sterke base (NaOH): pOH
NaOH geeft [OH⁻] = 0,010 mol/L; pOH = −log(0,010) = 2,0.
Sterke base: pH
pH = 14 − pOH = 14 − 2,0 = 12,0.
$\mathrm{pH} = 14 - 2{,}0 = 12{,}0$

Resultaat: 0,010 mol/L HCl heeft pH 2,0; 0,010 mol/L NaOH heeft pH 12,0.

Veelgemaakte fouten

De pH van een sterke base rechtstreeks uit de baseconcentratie nemen; je moet via [OH⁻] en pOH rekenen.
Vergeten dat één pH-eenheid een factor tien in concentratie is (pH 2 is honderd keer zo zuur als pH 4).

Actieve herhaling

Bereken de pH van een oplossing van 0,010 mol/L zoutzuur (HCl) en van een oplossing van 0,010 mol/L natronloog (NaOH).

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde VWO — pH en het water-evenwicht (College voor Toetsen en Examens (CvTE))

Zwakke zuren en basen (Ka en Kb)#

VerdiepingKaKbpKabuffer

Zuurconstanten van zwakke zuren

Afb. 3Afb. 3 — Ka en pKa van enkele zwakke zuren; een grotere Ka (kleinere pKa) betekent een sterker zuur.

Een zwak zuur staat zijn proton maar gedeeltelijk af: er stelt zich een evenwicht in,

\mathrm{HZ + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + Z^-}

, met de zuurconstante

K_a = \dfrac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{Z^-}]}{[\mathrm{HZ}]}

. Hoe groter Ka, hoe meer het zuur ioniseert en hoe sterker het is. Omdat Ka-waarden klein en onhandig zijn, gebruikt men vaak

\mathrm{p}K_a = -\log K_a

: een láge pKa hoort bij een sterk zuur (afbeelding 3). BINAS geeft de Ka- en pKa-waarden.

De pH van een zwak zuur bereken je uit dit evenwicht. Voor een zuur met concentratie c en zuurconstante Ka geldt, als de ionisatie klein is, de benadering

[\mathrm{H_3O^+}] = \sqrt{K_a \cdot c}

, waaruit pH = −log[H₃O⁺] volgt. Deze benadering mag je gebruiken zolang het zuur zwak en niet te verdund is (de ionisatiegraad blijft klein). Zo is de pH van een zwak zuur hoger (minder zuur) dan die van een even geconcentreerd sterk zuur.

Voor een zwakke base geldt spiegelbeeldig de baseconstante Kb en

[\mathrm{OH^-}] = \sqrt{K_b \cdot c}

, waarna je via pOH de pH vindt. Voor een geconjugeerd zuur-basepaar geldt bovendien

K_a \cdot K_b = K_w

(dus pKa + pKb = 14): kent je de Ka van een zuur, dan ken je de Kb van zijn geconjugeerde base. Zo hangen de sterkte van een zuur en die van zijn geconjugeerde base omgekeerd samen: hoe sterker het zuur, hoe zwakker zijn geconjugeerde base.

Een buffer is een oplossing die de pH vrijwel constant houdt bij toevoeging van een beetje zuur of base. Ze bestaat uit een zwak zuur samen met zijn geconjugeerde base (bijvoorbeeld azijnzuur en acetaat) in vergelijkbare hoeveelheden. Voegt men zuur toe, dan vangt de base het op; voegt men base toe, dan het zuur — de pH verandert nauwelijks. Buffers zijn onmisbaar in de biochemie (het bloed is gebufferd rond pH 7,4) en in de industrie, en de pH van een buffer bereken je met de Ka van het zwakke zuur.

K_a = \dfrac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{Z^-}]}{[\mathrm{HZ}]} \qquad [\mathrm{H_3O^+}] = \sqrt{K_a\cdot c} \qquad K_a\cdot K_b = K_w

Zwak zuur: Ka en pH

De wortelbenadering geldt als de ionisatie klein is; Ka en Kb van een geconjugeerd paar zijn via Kw gekoppeld.

Uitgewerkt voorbeeld

pH van azijnzuur

Bereken de pH van 0,10 mol/L azijnzuur (Ka = 1,8·10⁻⁵).

Benadering opstellen
Azijnzuur is zwak, dus [H₃O⁺] = √(Ka·c) = √(1,8·10⁻⁵ × 0,10).
Uitrekenen [H₃O⁺]
√(1,8·10⁻⁶) = 1,34·10⁻³ mol/L.
$[\mathrm{H_3O^+}] = \sqrt{1{,}8\cdot 10^{-6}} = 1{,}34\cdot 10^{-3}$
pH berekenen
pH = −log(1,34·10⁻³) = 2,9.

Resultaat: De pH is 2,9 — hoger (minder zuur) dan de pH 1,0 van 0,10 mol/L HCl, doordat azijnzuur maar gedeeltelijk ioniseert.

Veelgemaakte fouten

Een zwak zuur als sterk behandelen (pH = −log c); door de gedeeltelijke ionisatie is de pH hoger dan dat.
Ka en Kb van een geconjugeerd paar los van elkaar zien; ze hangen samen via Ka·Kb = Kw.

Actieve herhaling

Bereken de pH van 0,10 mol/L azijnzuur (Ka = 1,8·10⁻⁵) met de wortelbenadering en leg uit waarom deze pH hoger is dan die van 0,10 mol/L zoutzuur.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: BINAS informatieboek — tabel 49 (Ka-waarden) (College voor Toetsen en Examens (CvTE))

Titratie en indicatoren#

Standaardtitratieequivalentiepuntindicator

Titratiecurve (sterk zuur met sterke base)

Afb. 4Afb. 4 — Titratiecurve van een sterk zuur met een sterke base: de steile sprong bij 25 mL markeert het equivalentiepunt (pH 7).

Een titratie is een nauwkeurige methode om de onbekende concentratie van een zuur of base te bepalen. Je voegt met een buret een oplossing van bekende concentratie (het titrant) toe aan een afgemeten volume van de onbekende oplossing, tot de reactie precies afgelopen is. Terwijl je titreert, verandert de pH; het verloop leg je vast in een titratiecurve (afbeelding 4). Bij het equivalentiepunt heb je precies genoeg titrant toegevoegd om alle zuur (of base) te neutraliseren.

De titratiecurve heeft een karakteristieke S-vorm (sigmoïde). In het begin verandert de pH langzaam, want de toegevoegde base wordt door het aanwezige zuur geneutraliseerd. Vlak bij het equivalentiepunt is er nog maar weinig zuur over en schiet de pH steil omhoog: een kleine hoeveelheid titrant veroorzaakt dan een grote pH-sprong. Na het equivalentiepunt vlakt de curve weer af. Het equivalentiepunt herken je aan het steilste punt (het buigpunt) van de curve.

Bij de neutralisatie van een sterk zuur met een sterke base ligt het equivalentiepunt bij pH 7 (het gevormde zout reageert neutraal). Bij een zwak zuur met een sterke base ligt het equivalentiepunt boven 7 (de gevormde geconjugeerde base reageert basisch); bij een zwakke base met een sterk zuur eronder. Waar het equivalentiepunt ligt, bepaalt dus welk soort zuur/base je titreert — nuttige informatie uit de vorm van de curve.

Een indicator is een stof die van kleur verandert binnen een bepaald pH-traject (het omslagtraject); je kiest een indicator waarvan het omslagtraject bij de pH van het equivalentiepunt ligt, zodat de kleuromslag samenvalt met het einde van de titratie. Voor een sterk zuur/sterke base (equivalentiepunt bij pH 7) voldoen veel indicatoren; voor een zwak zuur/sterke base (equivalentiepunt basisch) kies je bijvoorbeeld fenolftaleïne (omslag rond pH 8–10). De concentratie bereken je uit het toegevoegde volume bij het equivalentiepunt en de molverhouding van de neutralisatiereactie.

c_{\text{zuur}} \cdot V_{\text{zuur}} = c_{\text{base}} \cdot V_{\text{base}} \quad (\text{1:1-neutralisatie})

Titratieberekening (1:1)

Bij een neutralisatie met molverhouding 1:1 is bij het equivalentiepunt het aantal mol zuur gelijk aan het aantal mol base.

Uitgewerkt voorbeeld

Concentratie uit een titratie

Bij het titreren van 25,0 mL zoutzuur is bij het equivalentiepunt 20,0 mL NaOH van 0,100 mol/L verbruikt. Bereken de concentratie van het zoutzuur.

Mol base bij equivalentiepunt
n(NaOH) = c·V = 0,100 × 0,0200 = 2,00·10⁻³ mol.
Molverhouding
HCl + NaOH → NaCl + H₂O is 1:1, dus n(HCl) = n(NaOH) = 2,00·10⁻³ mol.
Concentratie zuur
c(HCl) = n/V = 2,00·10⁻³ / 0,0250 = 0,0800 mol/L.
$c = \dfrac{2{,}00\cdot 10^{-3}}{0{,}0250} = 0{,}0800\ \mathrm{mol/L}$

Resultaat: De concentratie van het zoutzuur is 0,0800 mol/L.

Veelgemaakte fouten

Het equivalentiepunt automatisch bij pH 7 leggen; bij een zwak zuur/sterke base ligt het boven 7.
Een indicator kiezen waarvan het omslagtraject niet bij het equivalentiepunt ligt, waardoor je het eindpunt verkeerd afleest.

Actieve herhaling

Bij de titratie van 25,0 mL zoutzuur is bij het equivalentiepunt 20,0 mL natronloog van 0,100 mol/L toegevoegd. Bereken de concentratie van het zoutzuur.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde VWO — zuur-basetitratie (College voor Toetsen en Examens (CvTE))

Referenties en bronnen

Bronnen

College voor Toetsen en Examens (CvTE)

BINAS informatieboek — tabel 49 (zuren en basen)

Zuur-base-evenwichten en pH-berekeningen

Kernpunten

Geconjugeerde paren aanwijzen

Kernpunten

pH van sterk zuur en sterke base

Kernpunten

pH van azijnzuur

Kernpunten

Concentratie uit een titratie

Bronnen

Zuur-base-evenwichten en pH-berekeningen

Kernpunten

Geconjugeerde paren aanwijzen

Kernpunten

pH van sterk zuur en sterke base

Kernpunten

pH van azijnzuur

Kernpunten

Concentratie uit een titratie

Bronnen