Samenvatting
Samenvatting scheikunde voorexamentoets 5vwo hoofdstuk 8,9,10,11
- Vak
- Niveau
Samenvatting scheikunde, Hoofdstuk 8,9,10 en 11, voor de voorexamen toets vooral handig.
[Meer zien]Voorbeeld 2 van de 5 pagina's
Voorbeeld 2 van de 5 pagina's
In winkelwagen
In winkelwagen
1 beoordeling
Door: wolterlyde • 2 jaar geleden
Verkoper
Volgen
jolijnvanooijen
Ontvangen beoordelingen
Voorbeeld van de inhoud
Scheikunde samenvatting voorexamentoets hoofdstuk 8, 9, 10 &11.
Hoofdstuk 8 Zuren (binas 49, 52A)
8.1 De pH van een oplossing
Een indicator is een stof waarmee je kunt bepalen of een oplossing zuur of basisch is. Een
oplossing is zuur bij een pH < 7, basisch bij een pH > 7 en neutraal bij pH=7. De indicator
lakmoes (rood of blauw) geeft alleen aan of een oplossing zuur of basisch is. Met
universeel indicatorpapier kun je de pH-waarde van een oplossing vaststellen.
Oplossingen van indicatoren geven een pH-gebied aan. In binas 52A zie je een aantal
indicatoren met het bijbehorende omslagtraject.
8.2 Zuren in water
Als een zuur oplost in water worden H+-ionen afgegeven aan watermoleculen. Het
gevormde ion heet een oxoniumion. Een s terk zuur is een zuur dat in water volledig splitst
in ionen. Een zwak zuur is een zuur dat in water gedeeltelijk splitst in ionen, dit is een
evenwichtsreactie. Een oplossing van een sterk zuur HZ noteer je als de ionen in de
oplossing: H3O+ (aq) + Z- (aq). Een oplossing van een zwak zuur HZ noteer je als het zuur
zelf: HZ (aq).
8.3 Formules van zuren
Een organisch zuur is een stof met een koolstofskelet en een -COOH groep. Het H-atoom
in deze zuurgroep kan worden afgestaan als H+-ion. Het zuurrestion is het negatief
geladen ion dat ontstaat naast het H3O+-ion. Een anorganisch zuur is een stof zonder een
koolstofskelet. Koolzuur en zwaveligzuur zijn instabiele zuren. Een meerwaardig sterk
zuur kan meerdere H+-ionen afstaan. Een meerwaardig zwak zuur verliest in water maar 1
H+-ion. Sommige ionen kunnen als zuur reageren. In binas 49 staat een groot aantal sterke
en zwakke zuren.
8.4 pH-berekeningen
De pH van een oplossing bereken je met pH = -log[H3O+]. Bij gegeven pH bereken je de
H30+ concentratie met: [H3O+] = 10⁻ph. Het aantal significante cijfers in de [H3O+] is
gelijk aan het aantal decimalen in de pH. Bij een oplossing van een sterk zuur kun je de pH
rechtstreeks berekenen uit de molariteit van de oplossing. Voor een zwak zuur geldt:
HZ (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + Z- (aq). De pH bereken je met de evenwichtsvoorwaarde:
Kz = [H3O+] [Z-] : [HZ]. Hoe lager de waarde van Kz, hoe zwakker het zuur. Bij een zwak
zuur kun je de molariteit van het zuur berekenen als de pH en Kz zijn gegeven. De Kz kun je
berekenen als de pH en molariteit zijn gegeven.
Stappenplan pH zwak zuur berekenen:
1. Reactievergelijking opstellen
2. b,r,e-tabel maken
3. Hoeveelheid zuur dat reageert gelijkstellen aan x
4. Tabel invullen
5. Evenwichtsvoorwaarde opstellen
6. Evenwichtsconcentraties invullen en x berekenen
7. Gevraagde gegeven berekenen ([H3O+], pH, ...)
, Hoofdstuk 9 Basen (binas 49, 45A, 50, 66 )
9.1 Basen in water
Een base is een deeltje dat H+ ionen kan opnemen. Een basische oplossing bevat OH⁻
ionen. Een sterke base reageert aflopend met water, bij een zwakke base treedt met water
een evenwichtsreactie op. Een geconjugeerd zuur-basepaar is als een zwakke base een
H+ ion opneemt, ontstaat een zwak zuur dat weer H+ ion kan afgeven zoals bij NH3 en
NH4+.
9.2 Formules van basen
Als een goed oplosbaar zout een sterk basisch ion bevat, reageert het zout direct aflopend
met water. Je noteert dan 1 reactievergelijking. Als een goed oplosbaar zout een zwak
basisch ion bevat, noteer je 2 reactievergelijkingen, 1 van het oplossen van het zout en 1
van de reactie van base met het water. Als een slecht oplosbaar zout een basisch ion bevat,
verloopt er geen reactie met water. Aminen zijn zwakke organische basen. Ook ammoniak is
een zwakke base. Een eenwaardige base kan 1 H+ ion opnemen. Een meerwaardige
base kan meerdere H+ ionen opnemen. Een oplossing van een sterke base noteer je als de
ionen die ontstaan door de reactie met water. Een ion als zwakke base noteer je als het
oorspronkelijke ion. Een oplossing van een moleculaire stof als zwakke base noteer je als
het oorspronkelijke molecuul.
9.3 pH berekenen van basen
De pOH van een oplossing bereken je met pOH = -log[OH⁻]. BIj gegeven pOH bereken je
de [OH-] met [OH-] = 10⁻poh. Het verband tussen pH en pOH is: pH + pOH = 14,00.
Kw is de waterconstante en heeft een waarde van 1,0 * 10⁻¹⁴ bij 298 K. In het water heerst
altijd een waterevenwicht: H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-. Bij een oplossing van een sterke
base kun je de pOH rechtstreeks berekenen uit de molariteit van de oplossing. Vervolgens
kun je de pH berekenen. Kb is de baseconstante. Kb= [OH-] [HZ] : [Z-]. Bij een oplossing
van een zwakke base kun je met de evenwichtsvoorwaarde de pOH berekenen en daaruit
de pH, als de molariteit en de Kb gegeven zijn. De Kb kun je berekenen als de pH en de
molariteit gegeven zijn. De molariteit kun je berekenen als de pH en de Kb gegeven zijn.
9.4 Zuur-baseracties
Een zuur-basereactie is een reactie tussen een zuur en een base. Het zuur geeft H+-ionen
af aan de base. De reactievergelijking van een zuur-basereactie stel je op met een
stappenplan:
stap 1: Noteer de formules van alle deeltjes die aanwezig zijn. (sterk zuur noteer ionen in de
oplossing = H3O+, Z-, het zuurrestion. zwak zuur noteer formule van het zuur = HZ)
stap 2: Bepaal welk zuur deeltje reageert met welk basisch deeltje. (binas 49, sterkste zuur
reageert met sterkste base)
stap 3: Stel de reactievergelijking van de reagerende deeltjes op. (H3O+ en OH- worden
omgezet tot H2O.
9.5 Zuur-basetitraties
Als je de molariteit van een zure of basische oplossing wilt bepalen, kun je gebruikmaken
van een zuur-basetitratie. Het equivalentiepunt is het eindpunt van de titratie. Het
Voordelen van het kopen van samenvattingen bij Stuvia op een rij:
√ Verzekerd van kwaliteit door reviews
Stuvia-klanten hebben meer dan 700.000 samenvattingen beoordeeld. Zo weet je zeker dat je de beste documenten koopt!
Snel en makkelijk kopen
Je betaalt supersnel en eenmalig met iDeal, Bancontact of creditcard voor de samenvatting. Zonder lidmaatschap.
Focus op de essentie
Samenvattingen worden geschreven voor en door anderen. Daarom zijn de samenvattingen altijd betrouwbaar en actueel. Zo kom je snel tot de kern!
Veelgestelde vragen
Wat krijg ik als ik dit document koop?
Je krijgt een PDF, die direct beschikbaar is na je aankoop. Het gekochte document is altijd, overal en oneindig toegankelijk via je profiel.
Tevredenheidsgarantie: hoe werkt dat?
Onze tevredenheidsgarantie zorgt ervoor dat je altijd een studiedocument vindt dat goed bij je past. Je vult een formulier in en onze klantenservice regelt de rest.
Van wie koop ik deze samenvatting?
Stuvia is een marktplaats, je koop dit document dus niet van ons, maar van verkoper jolijnvanooijen. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €2,99. Je zit daarna nergens aan vast.
Is Stuvia te vertrouwen?
4,6 sterren op Google & Trustpilot (+1000 reviews)
Afgelopen 30 dagen zijn er 71498 samenvattingen verkocht
Opgericht in 2010, al 14 jaar dé plek om samenvattingen te kopen