Scheikunde 5VWO
9.1
Een basische oplossing heeft een pH hoger dan 7. Net als zure oplossingen geleiden basische
oplossingen ook elektrische stroom. Bij zure oplossingen komt dit doordat het zuur H +-ionen aan het
water afstaat, waarbij H3O+-ionen ontstaan. Een base neemt juist en H+-ion op van water, waardoor
OH--ionen ontstaan. Zie dit voorbeeld met de base ammoniak:
−¿(aq)¿
N H 3 ( aq ) + H 2 O ( l ) ⇆ NH 4+¿ ( aq )+ OH ¿
Een base is dus een tegenhanger van een zuur. De aanwezigheid van OH --ionen kun je weer
aantonen met een indicator, zoals rood lakmoespapier.
Het blijkt dat er ook sterke en zwakke basen zijn, omdat ammonia slechter stroom geleidt dan
bijvoorbeeld een natriumhydroxide-oplossing. Dit komt omdat natriumhydroxide volledig is gesplitst
in ionen, en ammoniak maar voor een deel. Bij een aflopende reactie is het dus een sterke base, en
bij een evenwichtsreactie is er dus sprake van een zwakke base.
Als een zwakke base een H+-ion opneemt, ontstaat een zwak zuur dat weer een H +-ion kan afgeven,
zoals bij ammonia. Het is een geconjugeerd zuur-basepaar. Bij een sterk zuur gebeurt dit niet, de
reactie is immers aflopend.
9.2
Er zijn twee soorten basen, basische ionen en basische moleculaire stoffen met een aminogroep. Bij
basische oplossingen geldt dat er OH- is, dus bijvoorbeeld kaliumhydroxide (K 2OH). Maar soms zijn
het ook gewoon negatief geladen ionen, die vrijkomen als je een zout oplost.
In tabel 49 staan links de zuren, van sterk naar zwak. Het zuurrestion staat in de rechterkolom. De
sterkste basen staan onderaan, en de basen helemaal bovenaan zijn theoretische basen, ze reageren
niet met water. De basen in het middenstuk zijn zwak, er treedt dus een evenwichtsreactie op.
De zouten staan niet in tabel 49, alleen de ionen. Dus moet je het goede zout noteren.
Bij een goed oplosbaar zout met een sterk basisch ion geldt vaak dat het zout reageert met water. Als
het zout immers volledig in ionen splitst, reageert het direct aflopend met water. Deze reactie geldt:
−¿(aq) ¿
+¿ ( aq ) +2 OH ¿
Na 2 O ( s ) + H 2 O ( l ) → 2 Na
Bij een goed oplosbaar zout en een zwak basisch ion schrijf je twee reactievergelijkingen op. Eerst
splitst het zou volledig in ionen, en daarna komt er een evenwichtsreactie.
−¿(aq)¿
+¿ ( aq ) + F ¿
NaF ( s ) → Na
−¿(aq) ¿
−¿ ( aq ) + H 2 O ( l ) → HF ( aq ) +OH ¿
F
Bij een slecht oplosbaar zout en een zwak of sterk basisch ion gebeurt er vrij weinig, omdat het zout
niet splitst in ionen (nauwelijks) en dus reageert het basische ion nauwelijks met water.`
Vaak is een meerwaardige base zwak en neemt hij maar een H-atoom op.
−¿ ( aq) ¿
2−¿ ( aq )+ OH ¿
( ) O ( l ) ⇆ HPO 4
PO 43−¿ aq + H 2 ¿
,HPO4 2- is ook een base, maar veel zwakker dan de beginbase. Een tweede reactie zal dus vrijwel
niet optreden. Een meerwaardige zwakke base neemt dus meestal een H-atoom op van water, de
tweede reactie noteer je niet. Let op: er zijn ook negatieve ionen die niet basisch zijn.
Ammoniak, een bekende zwakke base die goed oplosbaar is in water, heeft deze reactie:
−¿(aq)¿
+¿ ( aq ) + OH ¿
N H 3 ( aq ) + H 2 O ( l ) ⇆ NH 4
Bij moleculaire stoffen heb je de groep aminen (-NH 2). Je hebt bijvoorbeeld methaanamine (CH 3NH2),
de aminogroep kan dan reageren als zwakke base. De aminogroep neemt dan een H +-ion op. Basen
die meerdere H+-ionen kunnen opnemen zijn meerwaardige basen, en hebben dus ook meer dan
een aminogroep. Bijvoorbeeld hexaan-1,6-diamine. Maar ook hier geldt: het evenwicht ligt naar links
dus de tweede aminogroep zal nauwelijks nog een H +-ion opnemen. Deze basen moet je kennen:
Naam Formule Naam Formule
Hydroxide-ion OH- Fosfaation PO43-
Oxide-ion O2- Monowaterstoffosfaation HPO42-
Carbonaation CO32- Sulfietion SO32-
Waterstofcarbonaation HCO3- Cyanide-ion CN-
Sulfide-ion S2- Acetaation CH3COO-
Waterstofsulfide-ion HS- Ammoniak NH3
In een oplossing van een sterke base reageert de base aflopend met water, dus de oorspronkelijke
base is niet meer aanwezig. Dus een oplossing van CaO in water noteer je als: Ca 2+ (aq) + OH- (aq). Je
mag het oxide-ion niet opschrijven omdat deze niet voorkomt in de oplossing. Bij een zwakke base is
dit wel het geval:
−¿(aq)¿
N H 3 ( aq ) + H 2 O ( l ) ⇆ NH 4+¿ ( aq )+ OH ¿
Er zijn NH4+- en OH--ionen aanwezig, en ook NH3 moleculen. Bij een zwakke base ligt het evenwicht
vaak naar links dus er zijn meer NH3-moleculen. Daarom noteer je een oplossing van een zwakke
base altijd als de oorspronkelijke base NH3 (aq).
Naam Notatie
Ammonia NH3 (aq)
Natronloog Na+ (aq) + OH- (aq)
Kaliloog K+ (aq) + OH- (aq)
Barietwater Ba2+ (aq) + 2 OH- (aq)
Kalkwater Ca2+ (aq) + 2 OH- (aq)
9.3
Het verband tussen de pH en [H3O+] is:
pH =−log ¿ ¿ en ¿
In basische oplossingen komen OH--ionen voor. Je geeft de sterkte aan met pOH. Het verband tussen
de pOH en [OH-] is:
pOH =−log ¿ ¿ en ¿
, Hoe meer OH--ionen, hoe basischer de oplossing, en dus hoe minder zuur. De pH wordt dus ook
minder. Er blijkt:
pH + pOH =14,00
Dit verband blijkt in elke oplossing in water bij kamertemperatuur te gelden, ook in zuiver water. Het
verband is het gevolg van waterevenwicht:
−¿ ( aq ) ¿
+¿ ( aq ) +OH ¿
H 2O (l )+ H2O (l ) ⇆ H3O
Hierbij geldt de volgende evenwichtsvoorwaarde:
K w =¿
Kw is dus de waterconstante. De pH van zuiver water is dus 7,00, dus [OH -] = [H3O+] = 1,0*10-7. Er
geldt:
pKw = pH + pOH = 14,00
Als er dus meer zuurionen aanwezig zijn, zijn er dus minder base-ionen aanwezig. De
evenwichtsvoorwaarde verandert met de temperatuur. Kw en pKw kan je vinden in tabel 50.
Bij een sterke base is de concentratie van base-ionen makkelijk uit te rekenen. Bij een zwakke base is
dit lastiger. Als voorbeeld nemen we natriumfluoride. Het lost op, en daarna treedt deze reactie op:
−¿ ( aq )¿
−¿ ( aq ) + H 2 O ( l ) ⇆ HF ( aq ) +OH ¿
F
Je stelt dan de evenwichtsvoorwaarde op:
K b =[ HNO2 ] ¿ ¿
Kb is de baseconstante, wederom afhankelijk van de temperatuur. Als je de K b en de molariteit weet,
kun je de concentratie uitrekenen. Hoe groter de waarde van K, hoe sterker de base. Je lost 2,3g op
in water tot aan 1,0L. De molariteit is 2,3/41,99=0,0548 mol Na +.
[F-] [HF] [OH-]
B 0,0548 0 0
O -x +x +x
E 0,0548-x x x
De waarde van K blijkt 1,6*10-11 te zijn (Binas 49). Er geldt dus:
1,6*10-11 = x2/0,0548-x
Deze tweedegraadsvergelijking kun je oplossen met de abc formule. Maar, je mag ook
vereenvoudigen in sommige gevallen, als:
Cb
>100
Kb
Je deelt de molariteit van het zuur door de zuurconstante. Hier dus:
1
−11
=6,25∗1010 >100
1,6∗10
