Samenvatting
Scheikunde samenvatting Zuren, basen, buffers, evenwichten en amfolyten
- Vak
- Niveau
- Boek
Dit document bevat alles wat je moet weten over Zuren, Basen, Evenwichten, Buffers en Amfolyten
[Meer zien]Voorbeeld 2 van de 7 pagina's
Voorbeeld 2 van de 7 pagina's
In winkelwagen
In winkelwagen
Gekoppeld boek
Titel boek:
Auteur(s):
- Uitgave:
- ISBN:
- Druk:
Meer samenvattingen voor studieboek
-
Samenvatting Chemie Overal 6 vwo Hoofdstuk 19 - Scheikunde
-
Samenvatting Chemie Overal 6 vwo Hoofdstuk 18 - Scheikunde
-
Samenvatting Chemie Overal 6 vwo Hoofdstuk 17 - Scheikunde
1 beoordeling
Door: mjbrummelkamp • 1 jaar geleden
Verkoper
Volgen
socialewetenschappen
Ontvangen beoordelingen
Voorbeeld van de inhoud
Hoofdstuk 7 Duurzaamheid7.5 Evenwichten
Evenwichtsreacties
Bij een chemisch evenwicht hebben twee tegengesteld verlopende reacties dezelfde snelheid.
Reacties die uiteindelijk tot een dergelijke situatie leiden 🡪 evenwichtsreacties. De tijd tussen het
begin van de reactie en het intreden van de evenwichtstoestand noem je de insteltijd. Een chemisch
evenwicht kan homogeen (één fase) zijn of heterogeen (meerdere fasen). Vb evenwichten rekenen
blz. 235
De evenwichtsvoorwaarde bij homogeen evenwicht
Voor elke evenwichtsreactie kun je uit de reactievergelijking een concentratiebreuk afleiden :
● Elke concentratie wordt voorzien van een exponent, gelijk aan de overeenkomstige
coëfficiënt in de reactievergelijking.
● In de concentratiebreuk staan alleen de concentraties van die stoffen, waarvan de
concentratie kan veranderen. Dat is dus bij gassen of opgeloste stoffen het geval.
Als zich een chemisch evenwicht heeft ingesteld, veranderen de concentraties van de stoffen niet
meer. De concentratiebreuk zal dan een constante waarde hebben. Deze constante waarde 🡪
evenwichtsconstante K. Er is dus pas evenwicht als de concentratiebreuk gelijk is aan K.
K = … 🡪 de evenwichtsvoorwaarde. K 🡪 evenwichtsconstante 🡪 hangt alleen van de temperatuur af.
De eenheid van K is afhankelijk van de samenstelling van de concentratiebreuk en verschilt dus per
evenwicht. Vb evenwichtsconstante blz. 237
Heterogeen evenwicht
Vaste stoffen staan niet in de concentratiebreuk van een heterogeen evenwicht.
Verdelingsevenwichten en oplosevenwichten zijn voorbeelden van heterogene evenwichten.
7.6 Verschuiving van een chemisch evenwicht
Invloed van de concentratieverandering
De samenstelling van een mengsel van reagerende stoffen in evenwicht verandert als de concentratie
van één van deze stoffen wordt veranderd. Door toevoegen van bijvoorbeeld een van de beginstoffen
verschuift het evenwicht naar de kant van de reactieproducten.
Invloed van volumeverandering
De samenstelling van een mengsel van reagerende stoffen in evenwicht verandert als het volume
wordt veranderd. Bij volumeverkleining verschuift het evenwicht naar de kant met de minste
deeltjes, bij volumevergroting naar de kant met de meeste deeltjes.
Invloed van een katalysator 🡪 de insteltijd wordt kleiner.
Invloed van de temperatuur
Bij verandering van de temperatuur verandert de waarde van de evenwichtsconstante K. Bij
temperatuurverhoging is de endotherme reactie tijdelijk in het voordeel en verschuift het evenwicht
naar de endotherme kant. Bij temperatuurverlaging verschuift het evenwicht naar de exotherme
kant.
Aflopen van een evenwicht
Bij het produceren van stoffen is het optreden van evenwichtsreacties hinderlijk. De reactie naar
rechts levert het gewenste reactieproduct, maar de reactie links breekt dat weer af. Dat is op te
lossen door het reactieproduct af te voeren. Het evenwicht zal zodanig verschuiven, dat meer
, beginstof wordt omgezet in het reactieproduct. In de praktijk betekend dit dat het evenwicht geheel
verschuift naar de kant van de reactieproducten. 🡪 aflopend evenwicht.
Hoofdstuk 8 Zuren
8.2 De pH van een oplossing
Zuur basisch of neutraal
Indicatoren 🡪 stoffen die in een zure oplossing een andere kleur hebben dan in een oplossing die niet
zuur is. Een oplossing kan zuur (pH < 7), basisch (pH > 7) of neutraal (pH = 7) zijn. Om het verschil in
zuurgraad in een getalwaarde te kunnen weergeven, gebruik je de pH.
Indicatoren
Lakmoespapier
In een zure oplossing kleurt het blauwe lakmoespapier rood, in een basische oplossing kleurt het
rode lakmoespapier blauw. In een neutrale oplossing behoudt het de oorspronkelijke kleur. Je
gebruikt deze indicator om te bepalen of een oplossing zuur, basisch of neutraal is.
Universeelindicator
Universeel indicatorpapier 🡪 afhankelijk van de pH-waarde verkleurt het papier.
8.3 Zuren in water
Stroomgeleiding zure oplossingen
Zure oplossingen kunnen stroom geleiden en bevatten dus ionen. Als een zuur oplost in water
worden H+-ionen afgegeven aan watermoleculen. Er ontstaan H3O+-ionen 🡪 oxoniumion.
Voorbeeld: HCl (g) + H2O(l) 🡪 H3O+(aq) + Cl-(aq)
Verschil in stroomgeleiding van zure oplossing
Een sterk zuur is een zuur dat in water volledig splitst in ionen, dit is een aflopende reactie. Een zwak
zuur is een zuur dat in water gedeeltelijk splitst in ionen, dit is een evenwichtsreactie.
Notaties van zure oplossingen
Een oplossing van een sterk zuur HZ noteren we als de ionen in de oplossing: H3O+(aq) + Z-(aq). Een
oplossing van een zwak zuur HZ noteren we als het zuur zelf: HZ(aq).
8.4 Formules en namen van zuren
Organische zuren
Organische zuren 🡪 zuren met een koolstofskelet. Als de groep C=O-OH zich in een molecuul bevindt,
dan is de stof een zuur en kan het dus een H+-ion afstaan. Alleen het waterstofatoom dat in de
zuurgroep zit kan worden afgestaan als H+-ion. Hierdoor is een zuur eenwaardig, tweewaardig of
meerwaardig. Naast het H3O+-ion ontstaat er ook een negatief geladen ion, dit is het zuurrestion. De
zuurrestionen van alkaanzuren 🡪 alkanoaten. Zo is het zuurrestion van ethaanzuur, ethanoaation.
Anorganische zuren
Anorganische zuren 🡪 zuren zonder koolstofskelet. Koolzuur en zwaveligzuur zijn instabiele zuren.
Een meerwaardig zwak zuur verliest in water maar een H+-ion. Omdat het eerste evenwicht naar links
ligt, zal de tweede reactie vrijwel niet optreden.
8.5 pH-berekeningen aan zure oplossingen
De pH
De zuurgraad van een oplossing is afhankelijk van de hoeveelheid H3O+-ionen in de oplossing. Om de
pH uit te rekenen kun je de volgende formule gebruiken: pH = -log[H3O+]. Er geldt, hoe hoger de
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 socialewetenschappen. 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 80364 samenvattingen verkocht
Opgericht in 2010, al 14 jaar dé plek om samenvattingen te kopen