Zuren en Basen

De bijzondere eigenschappen van water is dat het zouten ioniseert in oplossing. Maar niet alleen zouten worden geïoniseerd, watermoleculen ioniseren elkaar ook volgens onderstaande vergelijking.

Dit proces is in evenwicht. Zoals aan de linkerkant van de vergelijking is te zien zijn er evenveel hydroxonium ionen \( \mathrm{(H_{3}O^{+})} \) als hydroxyl ionen \( \mathrm{(OH^{-})} \). In termen van concentraties (weergeven in vierkante haakjes) kan deze vergelijking als volgt worden geformuleerd: \[ \mathrm{2 [H_{2}O]⇌[H_{3}O^{+}]+[OH^{-} ]} \] Dit evenwicht kan worden omschreven met de evenwichtsvoorwaarde: \[ \mathrm{K_w =\frac{[OH^− ][H_3 O^+ ]}{[H_2 O]^2}} \] Gezien water ons oplosmiddel is kunnen we [H₂O] gelijk stellen aan 1. Dit betekent dat de evenwichtsvoorwaarde kan worden herschreven als: \[ \mathrm{K_w=\frac{[OH^− ][H_3 O^+ ]}{1^2} =[OH^− ][H_3 O^+ ]} \] Oftewel, de evenwichtsvoorwaarde is gelijk aan de product van het aantal \( \mathrm{(H_{3}O^{+})} \) ionen en \( \mathrm{(OH^{-})} \) ionen. Gezien de concentraties gelijk zijn \[ \mathrm{[H_3 O^+ ]=[OH^− ]=1⋅10^{−7} mol \cdot L^{−1}} \] \[ \mathrm{K_w =(1⋅10^{−7} )^2=1⋅10^{−14}} \] In andere woorden, de concentraties van beide ionen in een zuivere oplossing zijn \( \mathrm{10^{-7} mol \cdot L^{-1}}\). Als we er even vanuit gaan dat de temperatuur constant blijft en er geen stoffen worden toegevoegd, dan blijft de evenwichtsvoorwaarde \( \mathrm{K_w} \) constant, dus deze verandert niet. Daarom kunnen we deze formule gebruiken om de concentratie \( \mathrm{(H_{3}O^{+})} \) of \( \mathrm{(OH^{-})} \) te berekenen. \[ \mathrm{1⋅10^{−14}=[OH^− ][H_3 O^+ ]}\] \[ \mathrm{[H_3 O^+ ]=\frac{(1⋅10^{−14})}{[OH^− ]} ,[OH^− ]=\frac{(1⋅10^{−14})}{[H_3 O^+ ]}} \]

Wat gebeurt er wanneer we een zuur of base toevoegen? Laten we ons zuur even \( Z \) noemen en onze base \( B \). De reacties die plaats kunnen dan als volgt worden weergeven

Wanneer een zuur een proton afstaat wordt een geconjugeerde base gevormd. Laten we ons zuur weer \( \mathrm{Z} \) noemen, ZH is dan ons zuur met proton en \( \mathrm{Z^-} \) is dan de geconjugeerde base. \[ \mathrm{ \underbrace{ZH}_{\text{zuur}} \rightarrow \underbrace{Z^-}_{\text{geconjugeerde base}}+\underbrace{H^+}_{\text{proton}} }\] Voor een basen kan hetzelfde worden gesteld. De base dat een proton heeft opgenomen heet dan het geconjugeerde zuur. \[\mathrm{ \underbrace{Z^-}_{\text{base}}+\underbrace{H_{2}O}_{\text{proton}}\rightarrow \underbrace{ZH}_{\text{geconjugeerd zuur}}+\underbrace{OH^-}_{\text{hydroxyl-ion}} }\]

Sterke zuren ioniseren volledig in een oplossing. Dit betekent dat sterke zuren met een aflopende reactie worden weergeven, dus met een enkele pijl. Voor sterke zuren, met toestandsaanduiding \(x\), geldt dan: \[ \mathrm{ZH\left(x\right)+H_2O\left(l\right)\rightarrow Z^-\left(aq\right)+H_3O^+\left(aq\right),\ \ x=s\ of\ l} \] Bij zwakke zuren worden protonen afgestaan, maar ook opgenomen. Er ontstaat een evenwichtsreactie waarin een het zuur protonen afstaat. Doordat zwakke zuren een evenwichtsreactie aangaan kunnen deze wel direct met de aq toestandsaanduiding worden weergeven \[ \mathrm{ZH(aq)+H_2O\left(l\right)⇌ Z^-\left(aq\right)+H_3O^+\left(aq\right)} \]

Ter illustratie zijn hieronder een paar voorbeelden weergeven van een vergelijking van een zuur. Sterk zuur (waterstofchloride): \[ \mathrm{HCl(s)+H_2 O(l)→Cl^- (aq)+H_3 O^+ (aq)} \] Zwak zuur (azijnzuur): \[ \mathrm{CH_3 COOH(aq)+H_2 O(l)⇌CH_3 COO^- (aq)+H_3 O^+ (aq)} \] Hoe weet je of je te maken hebt met een sterk zuur of een zwak zuur? Als je kijkt naar Binas tabel 49 dan staan alle sterke zuren boven \( \mathrm{H_{3}O^{+}} \) en alle zwakke zuren staan eronder. Bij de basen is het net andersom: de sterke basen staan onder \( \mathrm{OH^−} \) in het rechter kolom.

Gezien bij een zwak zuur een evenwichtsreactie ontstaat moeten er nog eerst een paar tussenberekeningen worden gedaan. We noemen ons zuur weer \(\text{Z}\). We hebben eerder geconstateerd dat zwakke zuren een evenwichtsreactie aan gaan. \[ \mathrm{ZH\left(aq\right)+H_2O\left(l\right)\rightleftarrows Z^-\left(aq\right)+H_3O^+\left(aq\right)} \] Met deze informatie kunnen we evenwichtsvoorwaarde opstellen van een zuur \(\mathrm{K_z}\). We nemen ons oplosmiddel niet mee in de vergelijking \[ \mathrm{K_z=\frac{\left[Z^-\right]\left[H_3O^+\right]}{\left[ZH\right]}}\] In bovenstaand voorbeeld gaan we ervan uit dat het zuur één proton afstaat. Dit betekent dan ook dat de concentratie van het zuur gelijk is aan dat van alle \(\mathrm{H_{3}O^+}\) ionen. In andere woorden, \[ \mathrm{\left[Z^-\right]=\left[{H_3O}^+\right]=x} \] De zuren die niet geïoniseerd zijn blijven nog over. Dus laten we de volledige concentratie van ons zuur \( \mathrm{{ZH}_{tot}}\) noemen. De concentratie van ZH is dan \[ \mathrm{\left[ZH\right]=\left[ZH_{tot}\right]-x} \] In figuur 1 is dit voorbeeld vereenvoudigd weergeven. Let op \(\mathrm{H^{+}}\) is het proton dat wordt afgestaan en is gelijk aan de \(\mathrm{H_{3}O^+}\) in de oplossing.

Figuur 1: Na het toevoegen dissocieert slechts een deel. Het aantal H₃O⁺ (in het figuur H⁺) zijn gelijk aan het aantal Z⁻ ionen. Wanneer we het aantal H₃O⁺ of Z⁻ bij het aantal ZH optellen, krijgen we weer onze totale hoeveelheid ZH waarmee we zijn begonnen.

Nu kunnen we de evenwichtsvoorwaarde opnieuw opstellen \[\mathrm{K_z=\frac{x⋅x}{\left[ZH_{tot}\right]-x}=\frac{x^2}{\left[ZH_{tot}\right]-x}}\] Om de pH te bereken kunnen we twee kanten op. Dit hangt af van hoe groot de evenwichtsvoorwaarde \( (\mathrm{K_z})\) is. Bij een hele kleine \(\mathrm{K_z}\) loopt de reactie sterk naar naar links en is de concentratie van \(\mathrm{x}\) verwaarloosbaar. Wanneer de reactie meer naar rechts verloopt, dan is dit niet het geval.

In onderstaande tabel zie je de uitwerkingen bij deze verschillende \(\mathrm{K_z}\) waarden.