Deze samenvatting omvat:
Arrhenius, Bronsted en lewis theorieën
Sterkte van Bronstedzuren en basen
Het ionenproduct van water
De pH (sterke zuren en base, zwakke zuren, zwakke basen, zouten, mengsels en polyprotische zuren)
1. Arrhenius, Brønsted en Lewis theorieën
1) Arrhenius - Zuurbasetheorie
● zuur = stof die in H2O dissocieert in H+ ionen (aq)
● base = stof die in H2O dissocieert in OH- ionen (aq)
○ sterkte hangt af vd mate waarin ze dissociëren
● Neutralisatie: H+ (aq) + OH- (aq) ⇔ H2O (vl)
● Beperkingen
○ enkel H2O als oplosmiddel
○ enkel basen die een OH groep hebben (geen zouten, amines)
2) Brønsted-Lowry concept
● Brønsted-zuur: geeft pronen af
● Brønsted-base: neemt protonen op
○ Zuren en basen vormen een geconjugeerd paar
● HA(aq) + H2O(aq) ⇔ H3O+ (aq) + A- (aq)
zuur + base ⇔ geconjugeerd zuur + geconjugeerde base
⎡⎢𝐻 𝑂+⎤⎥ 𝐴−
[ ]
⎣ 3 ⎦
● Zuurcte KZ =
[𝐻𝐴]
● water kan optreden als een zuur of als een base
3) Lewiszuren en -basen
● Lewiszuur = L-zuur = elektronenpaaracceptor
● Lewisbase = L-base = elektronenpaardonor
● Alle Arrheniuszuren en Brønstedzuren zijn Lewiszuren, MAAR niet
omgekeerd
● H+ + :O2- → O-H- (H+ = Brønstedzuur = L-zuur)
● CO2 + O-H- → HCO3- (CO2 = L-zuur ≠ Brønstedzuur)
2. Sterkte van Brønstedzuren en basen
● sterkte = mate waarin zuur protonen afstaat en de base opneemt
Eigenschap Sterk zuur Zwak zuur
Dissociatiecte Ka zeer groot zeer klein
Ka >> 1 Ka << 1
Evenwichtspositie nr rechts nr links
Dissociatie bijna volledig gering
[ +]
cevenwicht 𝐻 [𝐻+]≈ C Z [𝐻+] << C Z
sterkte gecon. base in vgl A- is veel zwakkere base A- is veel sterkere base
met H2O
Voorbeelden HCl, HNO3 HF, HC2H3O2, HSO4-
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