Fundamentals of General, Organic, and Biological Chemistry
Een samenvatting van de hoorcolleges van het vak Forensische Chemie II (CHE2.3) aan de Hogeschool van Amsterdam. Dit vak wordt gegeven bij de opleiding Forensisch Onderzoek. Deze samenvatting is inclusief aantekeningen en aanvulling uit de hoofdstukken van McMurry en Bell.
Chapter 1 (part 1) Class notes Chem 1120 Fundamentals of General, Organic, and Biological Chemistry
Complete Test Bank Fundamentals of General Organic and Biological Chemistry 8th Edition McMurry Questions & Answers with rationales (Chapter 1-29)
All for this textbook (6)
Written for
Hogeschool van Amsterdam (HvA)
Forensisch Onderzoek
Forensische Chemie II
All documents for this subject (4)
1
review
By: nvndnvnsd004rf • 4 year ago
Seller
Follow
myrthemetselaars
Reviews received
Content preview
Forensische Chemie II hoorcollege 1 – evenwichten, zuren en basen
Scheikunde is de bestudering van materie en de veranderingen die deze materie ondergaan.
Chemische reacties de moleculaire samenstelling van de reactanten zal veranderen. Deze
verlopen vaak niet slechts één kant op, maar heen en terug: evenwicht.
Als de heen-reactie net zo snel gaat als de terug-reactie spreken we
van een (dynamisch) evenwicht. De concentratie van de reactanten
en producten blijven gelijk.
Evenwichtsconstante geeft aan in welke richting de reactie
verlopen is (waar ligt het evenwicht?)
• aA(g) + bB(aq) + cC(l) ⇄ xX(g) + yY(aq) + zZ(s)
[𝑋]𝑥 [𝑌]𝑦
𝐾𝑐 =
[𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏
• Alleen gassen (g) en in water opgeloste stoffen (aq) worden meegenomen in de
evenwichtsconstante.
• De evenwichtsconstante heeft een constante waarde bij een bepaalde temperatuur (en is
onafhankelijk van de concentraties!)
• De evenwichtsconstante moet feitelijk in termen van ‘chemische activiteit’ worden gegeven:
de effectieve concentraties daadwerkelijk beschikbaar voor interacties en daarmee reacties
tussen moleculen
o Chemische activiteit voor laag geconcentreerde oplossingen en weinig dichte
(ijle) gassen is die beschikbaarheid recht evenredig met de concentratie. Voor
zuivere vloeistoffen en vaste stoffen is de activiteit gelijk gesteld aan ‘1’ en staan dus
niet in de evenwichtsconstante.
Le Châtelier’s principle
“Wanneer er stress wordt toegevoegd aan een systeem in evenwicht, verschuift het evenwicht om
de stress te verlichten”
Stress veranderingen in concentratie, druk, volume, temperatuur (K blijft gelijk).
• Concentratie – een toename in reactant of een afname in product zorgt voor een versnelling
van de voorwaartse reactie. Een afname in reactant of een toename in product zorgt voor
een versnelling van de achterwaartse reactie.
• Temperatuur – een toename van de temperatuur begunstigt een endotherme reactie. Een
afname van de temperatuur begunstigt een exotherme reactie.
• Druk – een toename van de druk begunstigt de kant met minder mol gas. Een afname van de
druk begunstigt de kant met meer mol gas.
• Katalysator – het evenwicht wordt sneller bereikt; K blijft hetzelfde.
1
,Wanneer een reactant continue wordt toegevoegd, of een product continue wordt weggenomen,
kan er nooit een evenwicht worden bereikt. Op deze manier kan er veel product worden
geproduceerd, zelfs wanneer de Kc klein is.
Zuren en basen
Belangrijke, grote groep stoffen in de chemie met vele toepassingen, zowel in het lab als het dagelijks
leven.
Arrhenius definitie (1887) Zuur produceert H+ in water, base produceert OH- in water
Brønsted-Lowry definitie (1923) Zuur staat proton af (- H+), base neemt proton op (+H+)
Lewis definitie Zuur accepteert elektronen, base doneert elektronen
H+-ion is zo reactief, dat dit in water helemaal niet voorkomt. Het reageert met water onder formatie
van het hydroniumion: H3O+.
Zuren kunnen één of meerdere H+ doneren. Te doneren H is
gebonden aan elektronegatief atoom zoals chloor of
zuurstof. Basen kunnen H+ accepteren (hoeft niet in/van
water).
Zuur-base reactie = reactie met protontransfer
Elektronen voor de binding komen van de base, dus feitelijk
gecoördineerd covalent!
Amfoteer deeltjes die zowel zuur als basisch kunnen
reageren (bijv. H2O)
Zuur-base evenwichten
Zuur-base reacties zijn meestal evenwichten. Waar dit evenwicht ligt is een maat voor de zuur- en
basesterkte.
• Sterke zuren volledige dissociatie (opsplitsen in water in H+ en anion)
• Zwakke zuren gedeeltelijke dissociatie
• Sterke basen houdt H+ stevig vast
• Zwakke basen houdt H+ zwak vast
Voor de combinatie geldt sterk zuur heeft zwakke geconjugeerde base en andersom
Ligging evenwicht
2
,Evenwichtsconstante voor zuren
De evenwichtsconstante voor een zuur-dissociatie reactie in water wordt de Ka genoemd en zegt iets
over de ‘sterkte’ van het zuur.
Algemeen: HA(aq) + H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + A-(aq)
[H3 𝑂+ ][𝐴− ]
𝐾𝑎 = bij een bepaalde T
[𝐻𝐴]
Autoprotonering in water geeft ook H3O+ en OH- ionen: H2O(l) + H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)
Kw << Ka; maar geldt voor alle waterige oplossingen!
Kw = [H3O+][OH-] = 1.00*10-14 M2 bij 25oC
Hoe groter de Ka, hoe meer H3O+-ionen, hoe sterker het zuur en vice versa.
Interpreteren Ka-waardes:
• Sterke zuren hebben Ka >> 1, dissociatie heeft de voorkeur
• Zwakke zuren hebben Ka << 1, dissociatie heeft niet de voorkeur
• Donatie van elk opvolgend proton van een polyprotonisch zuur is steeds moeilijker, Ka
waardes dalen per proton
• Organische zuren met -COOH groep hebben Ka waardes rond 10-5
Sterkte van een oplossing – pH
Concentratie H3O+ in een systeem beïnvloedt vaak de reactiesnelheid en ligt meestal tussen ± 1 M en
10-14 M.
pH = -log[H3O+] en [H3O+] = 10-pH
Zuur: pH < 7 [H3O+] > 10-7 M
Neutraal: pH = 7 [H3O+] = 10-7 M
Basisch: pH > 7 [H3O+] < 10-7 M
Normaliteit van een zuur = (molariteit zuur)*(aantal H+-ionen geproduceerd per molecuul)
Normaliteit van een base = (molariteit base)*(aantal OH--ionen geproduceerd per molecuul)
pH van een zoutoplossing
De pH van een zoutoplossing hangt af van de sterkte van de oorspronkelijke zuur en base.
• Zout van een zwak zuur + een sterke base basische oplossing
• Zout van een sterk zuur + een zwakke base zure oplossing
• Zout van een sterk zuur + een sterke base neutrale oplossing
• Zout van een zwak zuur + zwakke base afhankelijk van welk ion het best met water
reageert
pKa – maat voor sterkte zuur
Evenals de [H3O+] kan de Ka variëren over veelvouden van 10 en is dus evenals de pH beter uit te
drukken in logaritmische schaal: de pKa
pKa = -log Ka pKb = -log Kb pKa + pKb = 14 (van geconjugeerd zuur-base paar)
3
, Hier geldt dus ook: hoe lager de pKa, hoe sterker het zuur (dus bij Ka >1 is de pKa <0: sterk zuur).
pH zegt iets over hoe zuur een waterige oplossing is, gebaseerd op de concentratie [H3O+]. Hoe
lager de pH, hoe zuurder de oplossing.
pKa zegt iets over hoe sterk een zuur molecuul is, ofwel hoe makkelijk hij een H+ wil afstaan en dus
waar het evenwicht ligt (bepaald door Ka). Hoe lager de pKa, hoe sterker het zuur (molecuul).
pH en pKa relatie
pH en pKa zeggen iets over concentraties en ligging van het evenwicht. De ligging van het evenwicht
kan gestuurd worden met de pH van de oplossing.
Algemeen: HA ⇄ H+ + A-
• pH < pKa dan overheerst [HA]
• pH > pKa dan overheerst [A-]
• pH = pKa dan [HA] = [A-]
Buffers
Een oplossing met, meestal, zowel een zwak zuur als zijn geconjugeerde base kan veranderingen in
de pH opvangen door kleine hoeveelheden toegevoegd zuur of base te neutraliseren: een buffer.
Stel we hebben een buffer van HA(aq) en A-(aq):
HA(aq) + H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + A-(aq)
A-(aq) + H2O(l) ⇄ OH-(aq) + HA(aq)
Toegevoegd zuur wordt door A- geneutraliseerd en
toegevoegde base door HA.
Buffers zijn het meest resistent tegen pH veranderingen als
de pH = pKa van het zwakke zuur en zijn effectief als de pH =
pKa ± 1. Het aantal mol HA en A- moet ongeveer 10x zo groot
zijn als het aantal mol van het toegevoegde zuur of base, om
grote veranderingen in pH te vermijden.
Zuursterkte bepalen
Zure oplossingen kun je neutraliseren door base toe te voegen onder formatie van water en een
zout(oplossing).
Titraties maken hier gebruik van om de concentratie van een onbekende oplossing te bepalen.
Oftewel, hoeveel base nodig ter neutralisatie, molverhouding, hoeveel zuur zat er in de oplossing,
concentratie.
Polyprotonische zuren
Zuren die meer dan éen proton kunnen doneren hebben als gezegd een andere Ka waarde voor elk
proton. Voorbeelden zijn H3PO4 (tri) en H2SO4 (di). Ze hebben meerdere equivalentiepunten in de
titratiecurve.
Ka waarde wordt bij een anorganisch oxy-zuur per proton grofweg een factor 10-5 kleiner. Elk volgend
proton is dus veel moeilijker te dissociëren dan de voorgaande.
Een belangrijke oorzaak hiervan is elektrostatisch van aard: het is moeilijker een positieve lading (H+)
van een negatief geladen deeltje te verwijderen dan een positieve lading van een neutraal deeltje.
Het nut van het sturen van evenwichten in zure en basische oplossingen door pH veranderingen
kan gebruikt worden bij het scheiden van mengsels.
4
The benefits of buying summaries with Stuvia:
Guaranteed quality through customer reviews
Stuvia customers have reviewed more than 700,000 summaries. This how you know that you are buying the best documents.
Quick and easy check-out
You can quickly pay through credit card or Stuvia-credit for the summaries. There is no membership needed.
Focus on what matters
Your fellow students write the study notes themselves, which is why the documents are always reliable and up-to-date. This ensures you quickly get to the core!
Frequently asked questions
What do I get when I buy this document?
You get a PDF, available immediately after your purchase. The purchased document is accessible anytime, anywhere and indefinitely through your profile.
Satisfaction guarantee: how does it work?
Our satisfaction guarantee ensures that you always find a study document that suits you well. You fill out a form, and our customer service team takes care of the rest.
Who am I buying these notes from?
Stuvia is a marketplace, so you are not buying this document from us, but from seller myrthemetselaars. Stuvia facilitates payment to the seller.
Will I be stuck with a subscription?
No, you only buy these notes for $6.87. You're not tied to anything after your purchase.
