Samenvatting van H8 Molecuulbouw (Nova scheikunde 5vwo)
H7 Zuren en basen (Nova scheikunde 5vwo)
Tout pour ce livre (54)
École, étude et sujet
Lycée
VWO / Gymnasium
Scheikunde
5
Tous les documents sur ce sujet (2171)
Vendeur
S'abonner
floorkester
Avis reçus
Aperçu du contenu
Scheikunde hoofdstuk 6 t/m 10
H6 Zuren en Basen
§6.1 Zuur en basisch
Een pH-schaal geeft aan hoe zuur/basisch een stof is. De pH-waarde is een maat voor de
concentratie H3O+ in een oplossing. Hoe hoger de concentratie H3O+, hoe lager de pH.
Een zuur is een stof die een H+-deeltje kan afstaan. Het H+-deeltje verplaatst naar een H2O-molecuul.
Er ontstaat een oxonium-ion (H3O+) en een zuurrestion (Z-): HZ + H2O → Z- + H3O+
Een base is een stof die een H+-deeltje kan opnemen. Een base zal een proton van een watermolecuul
halen, waardoor er OH- overblijft. OH- is een hydroxide-ion: B- + H2O → HB + OH-
● Organische zuren zijn koolstofketen met de zuurgroep -COOH. Organische zuren kunnen
alleen H-atoom van deze zuurgroep afstaan. Er blijft COO- over. Anorganische zuren
kunnen per molecuul één of meer H+-deeltjes afstaan. Er ontstaat en negatief ion
● Organische basen zijn koolstofverbindingen met een aminegroep (-NH2).
§6.2 De pH-schaal
Een watermolecuul kan zowel H+ afstaan als opnemen: 2 H2O ⇄ H3O+ + OH-
Het evenwicht ligt links. Evenwichtsvoorwaarde;
● k = [H3O+] x [OH-] / [H2O]2
● kw (waterconstante) = k x [H2O]2 = 1,0 x 10-14
● [H3O+] x [OH-] = 1,0 x 10-14
● In zuiver water: [H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 → pH = 7
● Concentratie H3O+ en OH- varieert van 10-14 tot 100
● pH-schaal loopt van 0 tot 14
Van een basische oplossing bereken je eerst de pOH, daarna zet je die om in pH (pH = 14.00 - pOH).
Hoe zuurder een oplossing, hoe lager de pH en hoe basischer de oplossing, hoe hoger de pH
§6.3 Sterk en zwak
Sterke zuren ioniseren volledig in water. Reactie zijn aflopend.
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
● Cl- is de geconjugeerde base van het zuur HCl
● H3O+ is het geconjugeerde zuur van de base H2O
Zwakke zuren ioniseren niet volledig in water. Er ontstaat een evenwichtsreactie.
HCOOH + H2O ⇄ HCOO- + H3O+
● HCOO- is de geconjugeerde base van HCOOH
Sterke basen: alle basedeeltjes nemen een proton op. Reacties zijn aflopend.
O2- + H2O → 2 OH-
● OH- is het geconjugeerde zuur van O2-
Zwakke basen: klein gedeelte neemt een proton op. Er ontstaat een evenwichtsreactie.
NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-
● NH4+ is het geconjugeerde zuur van NH3
, §6.4 Evenwichten bij zwakke zuren en basen
Zwakke zuren en basen zijn in evenwicht.
● HNO2 + H2O ⇄ NO2- + H3O+
● KZ = zuurconstante = [NO2-] x [H3O+] / [HNO2]
● Hoe groter de zuurconstante, hoe meer het evenwicht rechts ligt, hoe sterker het zuur
● HS- + H2O ⇄ H2S + OH-
● KB = baseconstante = [H2S] x [OH-] / [HS-]
● Hoe groter de baseconstante, hoe meer het evenwicht rechts ligt, hoe sterker de base
Verband zuur- en baseconstante: KZ x KB = [H3O+] x [OH-] = 1,0 x 10-14 = Kw
§6.5 Bijzondere zuren en basen
Zouten met zure/basische eigenschappen (vooral basen zijn onderdeel van zouten)
1. Oxiden; bevatten sterke base O2-
Reageert met water of is slecht oplosbaar
2. Negatieve ionen; vaak zwakke basen (CH3COO-, SO42-, CO32-, PO43-)
3. Ammoniumzouten; zwak zuur (NH4+)
Gehydrateerde metaalionen: ionen in oplossing zijn altijd gehydrateerd door H2O.
Meerwaardige zuren en basen kunnen meer dan een H+ molecuul opnemen/afstaan.
Amfolyten zijn deeltjes die zich zowel H+ kunnen opnemen als afstaan.
Instabiele zuren en basen: H2CO3 en H2SO3
● H2CO3 → H2O (l) + CO2 (g)
● H2SO3 → H2O (l) + SO3 (g)
H7 Ruimtelijke bouw van moleculen
§7.1 Lewisstructuren
Lewisstructuur:
● Atoombinding (de gedeelde elektronenparen van atomen )
● Vrije elektronenparen (elektronen die zich niet een atoombinding bevinden)
Een atoom met meer of minder atoombindingen kan nog steeds stabiel zijn (edelgasconfiguratie)
Wel krijgt het atoom wel een lading: de formele lading. Dit bereken je door:
➔ aantal elektronen die zich op het atoom bevinden - aantal valentie elektronen
Van sommige moleculen zijn er meerdere Lewisstructuren: mesomere grensstructuren. De
structuur met de minste lading is het stabielst.
§7.2 Ruimtelijke bouw
Les avantages d'acheter des résumés chez Stuvia:
Qualité garantie par les avis des clients
Les clients de Stuvia ont évalués plus de 700 000 résumés. C'est comme ça que vous savez que vous achetez les meilleurs documents.
L’achat facile et rapide
Vous pouvez payer rapidement avec iDeal, carte de crédit ou Stuvia-crédit pour les résumés. Il n'y a pas d'adhésion nécessaire.
Focus sur l’essentiel
Vos camarades écrivent eux-mêmes les notes d’étude, c’est pourquoi les documents sont toujours fiables et à jour. Cela garantit que vous arrivez rapidement au coeur du matériel.
Foire aux questions
Qu'est-ce que j'obtiens en achetant ce document ?
Vous obtenez un PDF, disponible immédiatement après votre achat. Le document acheté est accessible à tout moment, n'importe où et indéfiniment via votre profil.
Garantie de remboursement : comment ça marche ?
Notre garantie de satisfaction garantit que vous trouverez toujours un document d'étude qui vous convient. Vous remplissez un formulaire et notre équipe du service client s'occupe du reste.
Auprès de qui est-ce que j'achète ce résumé ?
Stuvia est une place de marché. Alors, vous n'achetez donc pas ce document chez nous, mais auprès du vendeur floorkester. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €9,99. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
