Zuur-base evenwicht - Chemie - Theorie - Toelatingsexamens arts en tandarts

Zuur-base evenwicht

Zuur-base evenwicht

Voorwoord

Deze theoriehoofdstukken werden in eerste instantie samengesteld om in de theorie te voorzien die vereist is voor het afleggen van de toelatingsexamens arts en tandarts, maar heeft mettertijd een bredere bestemming gekregen, waardoor meer theorie voorzien is dan gekend moet zijn voor het toelatingsexamen. Toch is de theorie relatief beknopt gehouden: ze is vooral bedoeld voor wie het allemaal al eens gezien heeft en wil herhalen en daardoor zijn basis verstevigen. Ik denk dat ze daardoor nuttig kan zijn bij de voorbereiding van die toelatingsexamens, voor olympiades of voor een herhaling van leerstof voor het aanvangen van hogere studies. Maar als je besluit dit document te gebruiken voor welke test dan ook, check dan zelf welke leerstof gekend moet zijn op de officiële sites.
De auteur van dit document kan in geen enkel geval aansprakelijk gesteld worden voor eventuele gevolgen van of schade die kan ontstaan uit het gebruik van dit document.

Ionenproduct van water

Voor water geldt dat toch een klein gedeelte in ionen gesplitst is:
[H+][OH-] = K.[H2O] = 1,8.10-16 mol/l . 1000 g/l
= 1,8.10-16 mol/l . 1000/18 mol/l
= 10-14.mol2/l2 = Kw
Kw noemen we het ionenproduct van water.
Opmerking: dit alles geldt bij 25°C.
 Voor zuiver water geldt: [H+] (of [H3O+]) = [OH-] = 10-7 mol/l.
[H3O+] > 10-7: zuur
[H3O+] = 10-7: neutraal
[H3O+] < 10-7: basisch

Zuurtegraad

Zuurtegraad:
pH = -log [H3O+]
pH < 7: zuur
pH = 7: neutraal
pH > 7: basisch
De zuurtegraad of pH van een oplossing gaat van 0 (zuur) tot 14 (basisch).
Zuiver water is neutraal met pH = 7.
Soms schrijft men ook pH = -log [H+], maar alle [H+] zal als [H3O+] voorkomen
pOH = -log [OH-]
pH + pOH = 14

Zuren en basen

Volgens de zuur-base theorie van Brönsted-Lowry is een zuur een proton(H+)donor en een base een protonacceptor.
Een zuur dat een proton afstaat, wordt omgezet in zijn geconjugeerde base.
Bvb. HCl heeft als geconjugeerde base Cl-.
Een base die een proton opneemt, wordt omgezet in zijn geconjugeerd zuur.
Bvb. NH3 heeft als geconjugeerd zuur NH4+.

Sterke zuren

Sterke zuren (HZ) dissociëren volledig in water, en dus [H3O+] = [HZ]0.
Dus hier geldt:
pH = -log [HZ]0
Voorbeeld: wat is de pH van een 0,2 M HCl-oplossing?
HCl is een sterk zuur: het splitst volledig in ionen, dus [H3O+] = 0,2 M.
Dus pH = - log 0,2 = 0,70.

Sterke basen

Sterke basen dissociëren volledig in water, en dus [OH-] = [B].
Dus hier geldt:
pOH = -log [B]0
Voorbeeld: wat is de pH van een 0,2 M NaOH-oplossing?
NaOH is een sterke base: het splitst volledig in ionen, dus [OH-] = 0,2 M.
Dus pOH = - log 0,2 = 0,70, en dus pH = 14 – pOH = 13,3.

Vraag

Vraag: een NaOH-oplossing van 50 ml met pH = 12 wordt verlengd met water tot 250 ml. Bereken de nieuwe pH.
pOH0 = 14 – pH0 = 14 – 12 = 2
[OH-] = 10-pOH = 10-2 = 0,01 mol/L
nOH- = V0 . [OH- ]0 = 0,050 L . 0,01 mol/L = 0,0005 mol
[OH- ]e = n / Ve = 0,0005 mol / 0,250 l = 0,002 mol/l
pOHe = -log [OH- ]e = -log (0,002) = 2,70
pHe = 14 – pOHe = 11,30

Zwakke zuren

Bij zwakke zuren is er geen volledige dissociatie, er is een evenwicht:
Dit noemen we de zuurconstante.
Concentraties zijn bij evenwicht.
Hoe hoger de Kz, hoe sterker het zuur.
HZ + H2O
Z- + H3O+
Kz = K . [H2O] =
[H3O+] [Z-]
[HZ ]
Opmerking: men verwijdert dus de [H2O] in de expressie van Kz, omdat die zeer groot is tov de ionen.

pK_z

Bvb. Kz = 10-4 => pKz = 4
Hoe lager pKz, hoe sterker het zuur.
De Kz en pKz waarden van zuren kan men opzoeken in tabellen (BINAS tabel 49).
Opgelet: waarden bij 298K (25°C).
Bij andere T, andere waarden.
pKz = -log Kz

;pH van een zwak zuur

Gezien:
Kz = [H3O+] * [Z-] / [HZ] en men gaat ervan uit dat [HZ] (bij evenwicht) ongeveer gelijk is aan [HZ]0.
Volgend uit [H3O+] = [Z-] en [HZ] = [HZ]0 kunnen we afleiden dat:
Bijvoorbeeld: wat is de pH van 0,2 M azijnzuur?
De pKz van azijnzuur = 4,75.
pH = 1/2(4,75 - log 0,2) = 1/2(4,75 + 0,7) = 2,72.
pH = ½ (pKz – log [HZ]0)

De baseconstante

Dit noemen we de baseconstante.
Concentraties zijn bij evenwicht.
Hoe hoger Kb, hoe sterker de base.
B + H2O
BH+ + OH-
Kb = K . [H2O] =
[OH-] [BH+]

pK_b

Bvb. Kb = 10-4 => pKb = 4
De Kb en pKb waarden van basen kan men opzoeken in tabellen (BINAS tabel 49).
Opgelet: waarden bij 298K.
Bij andere T, andere waarden.
pKb = -log Kb
pKz + pKb = 14

;pH van een zwakke base

Gezien:
Kb = [OH-] * [BH+] / [B] en men gaat ervan uit dat [B] (bij evenwicht) ongeveer gelijk is aan [B]0.
Volgend uit [OH-] = [BH+] en [B] = [B]0 kunnen we afleiden dat:
Bijvoorbeeld: wat is de pH van 0,2 M ammoniak (NH3)?
De pKb van ammoniak = 4,75.
pOH = 1/2(4,75 - log 0,2) = 1/2(4,75 + 0,7) = 2,72.
Dus pH = 14 – 2,72 = 11,28.
pOH = ½ (pKb – log [B]0)

Nog een voorbeeld

Wat is de pH van een oplossing van 1,5 g ammoniak in 2,0 L water? (pKb = 4,75).
NH3 is een base, dus deze gaat H+ opnemen.
NH3 + H2O <-> NH4+ + OH-
Mr(NH3) = 17 g/mol => 1,5 g NH3 = 1,5 / 17 = 0,088 mol
Dus [NH3]0 = 0,088 mol / 2,0 L = 0,044 mol/l
pOH = 1/2(4,75 - log 0,044) = 3,05
pH = 14 – pOH = 10,95.

pH-indicator

Een pH-indicator is een chemische stof die bij een verschillende zuurtegraad (pH) een andere kleur laat zien.
Het pH-gebied waarin de stof van kleur verandert wordt het omslaggebied genoemd.
Universeelindicatoren zijn een combinatie van verschillende indicatoren met een heel kleurenspectrum.

pH-indicator

Het pH-omslaggebied van een pH-indicator bevindt zich bij de pKz ervan.
Bijvoorbeeld voor methylrood: pKz = 5,1 en slaat om van rood (zuur) naar geel (minder zuur) tussen 4,4 en 6,2.
HIn (aq) + H2O (l) <----> H3O+(aq) + In- (aq)
Kz = ( [H3O+] . [In-] ) / [HIn]
Als [In-] = [HIn] is Kz = [H3O+] en dus pKz = -log([H3O+] ) = pH
Als het zuurder wordt, zal er mee HIn gevormd worden; als het minder zuur wordt zal er minder HIn gevormd worden.

Neutralisatie

Een base en een zuur zullen, als ze samen in een oplossing gebracht worden, mekaar tot op een bepaalde hoogte neutraliseren.
Dit is duidelijk omdat zuren waterstofionen af splitsen en basen deze zullen opnemen.
Brengen we bijvoorbeeld 1 mol NaOH en 1 mol HCl in een waterige oplossing, dan zal de pH 7 bedragen, dus neutrale zuurtegraad.

Zuur-basetitratie

Bij een zuur-basetitratie gaat men de concentratie van een zuur of base achterhalen door er een base of zuur bij te druppelen en te wachten op kleuromslag van de pH-indicator.
Het punt waarbij de kleur omslaat (aangeduid op de figuur) noemen we het equivalentiepunt.
Dit zou de titratie van een HCl-oplossing met NaOH kunnen zijn.

Formule

Bij omslag van de kleur is het te onderzoeken product weggereageerd en ontstaat overmaat van het titratieproduct.
Er geldt:
x . cz . Vz = y . cb . Vb
waarbij x de waardigheid van het zuur is en y de waardigheid van de base, bvb. voor NaOH en HCl is x = y = 1.
Stel dat we 100 ml NaOH-oplossing hebben en we krijgen kleuromslag bij druppelen van 50 ml van een 0,1 M HCl-oplossing, dan is de concentratie van de NaOH-oplossing 0,05 M.
Opmerking: de waardigheid van een zuur is het aantal H+ dat een zuur kan afsplitsen.
Bijvoorbeeld bij H2SO4 is de waardigheid 2.
Analoog voor basen, de waardigheid van Ca(OH)2 is 2.

Opmerking

Als we bvb. een tweewaardig zuur titreren met een eenwaardige base, krijgen we twee equivalentiepunten.

Buffermengsels

Een buffermengsel is een mengsel waarbij, bij toevoegen van een zuur of base, de pH weinig verandert.
Men kan dit bvb. bekomen door een waterige oplossing van een zwak zuur en overeenkomstig goed oplosbaar zout dat dezelfde geconjugeerde zwakke base oplevert, bijvoorbeeld CH3COOH en CH3COONa.
Het mengsel wordt dan in feite CH3COOH/CH3COO-.

Buffermengsels

Voegen we nu H+ toe (een zuur), dan zal, aangezien CH3COOH een zwak zuur is dat weinig in ionen is gesplitst, de CH3COO- makkelijk H+-ionen opnemen.
CH3COO- + H3O+ <--> CH3COOH + H2O
Als we daarentegen OH- toevoegen (een base), dan zal, omdat OH- een sterke base is, deze de H+ van het azijnzuur opnemen.
CH3COOH + OH- <--> CH3COO- + H2O
We zien dat de toegevoegde H+ en OH- dus verdwijnen waardoor de pH van de oplossing praktisch niet verandert. (Tot op het punt dat alle CH3COOH of CH3COO- weggereageerd zijn, dan is de capaciteit van het buffermengsel bereikt).

De pH van een buffer

De pKz kunnen we opzoeken.
Voor CH3COOH is de pKz = 4,75.
We kunnen uit deze formule ook afleiden dat de pH van een buffermengsel niet verandert als we het buffermengsel verdunnen: de verhouding CH3COOH/CH3COO- wijzigt dan namelijk niet.
De pH van een buffer kunnen we opzoeken door gebruik te maken van:
[CH3COO-]0 . [H3O+]
[CH3COOH]0
[H3O+] =
Kz .
[CH3COOH]0
[CH3COO-]0
Ofwel:
pH = pKz - log
[CH3COOH]0
[CH3COO-]0

Voorbeeld

We lossen 30 g CH3COOH en 30 g CH3COONa op en vullen de oplossing aan tot 1,0 liter.
Mr(CH3COOH) = 60 en Mr(CH3COONa) = 82
Hieruit berekenen we [CH3COOH] = 30/60 = 0,5 molair
Hieruit berekenen we [CH3COONa] = 30/82 = 0,37 molair
Dit is ook [CH3COO-] (CH3COONa splitst volledig in ionen)
Dus [H3O+] = 1,8 . 10-5 . 0,5 / 0,37 = 2,46 . 10-5 M
Dus pH = - log [H3O+] = 4,61.

Toevoegen van een zuur aan een buffer

We nemen als voorbeeld een 1,0 liter bufferoplossing die 0,10 mol L-1 CH3COOH en 0,20 mol L -1 CH3COONa bevat.
We rekenen met voorgaande formule de pH uit, die 5,05 bedraagt
Stel dat we 10 mL 1,0 M HCl toevoegen. Dat gaat 1,0.10-2 mol H3O+ opleveren. Deze H3O+ zal aflopend reageren met 1,0.10-2 mol CH3COO- met vorming van 1,0.10-2 mol CH3COOH.
Als we de toename van het totaalvolume met 10 ml verwaarlozen:
Dit geeft pH = 4,98, dus we zien dat de pH van de buffer nauwelijks wijzigt, wat de bufferwerking illustreert.
[H3O+] =
Kz .
[CH3COOH]0 + 1,0 . 10-2
[CH3COO-]0 - 1,0 . 10-2
= 1,8.10-5 .
0,10 + 1,0 . 10-2
0,20 - 1,0 . 10-2
= 1,042.10-5 mol/l

Buffermengsels

Men kan ook buffermengsels maken door:
een waterige oplossing van een zwakke base met een overeenkomstig goed oplosbaar zout dat dezelfde geconjugeerde zwakke zuur oplevert, bijvoorbeeld een mengsel van NH3 en NH4NO3.
of een waterige oplossing van twee zouten die respectievelijk een zwak zuur en dezelfde geconjugeerde base leveren, bijvoorbeeld een mengsel van NaH2PO4 en Na2HPO4.