De vier groepen anorganische stoffen
Oxiden zijn verbindingen van een element met zuurstof, zoals CaO of CO₂. Metaaloxiden zijn meestal basisch; niet-metaaloxiden zijn meestal zuur; sommige, zoals Al₂O₃ en ZnO, zijn amfoteer (ze reageren met zowel zuren als basen).
Zuren geven H⁺-ionen in water (HCl, H₂SO₄, HNO₃). Basen geven OH⁻-ionen of nemen H⁺ op (NaOH, Ca(OH)₂, NH₃). Een base die oplost in water heet een loog. Zouten bestaan uit een metaalion (of NH₄⁺) en het restion van een zuur (NaCl, CuSO₄, NH₄NO₃).
Zuur-baseopvattingen die je moet kennen
- Arrhenius: een zuur geeft H⁺ in water; een base geeft OH⁻.
- Brønsted–Lowry: een zuur staat een proton af; een base neemt een proton op. NH₃ is een base omdat het H⁺ opneemt.
- Lewis: een zuur neemt een elektronenpaar op; een base geeft er een.
Namen van zuren, basen en zouten
- Binaire zuren: waterstof- + stam + -ide, of in het Engels hydro-…-ic: HCl zoutzuur (hydrochloric acid), HBr waterstofbromide (hydrobromic acid).
- Zuurstofzuren: meer zuurstof = -zuur, minder zuurstof = -ig zuur: H₂SO₄ zwavelzuur (sulfuric), H₂SO₃ zwaveligzuur (sulfurous); HNO₃ salpeterzuur (nitric), HNO₂ salpeterigzuur (nitrous).
- Basen: metaal + hydroxide: NaOH natriumhydroxide, Fe(OH)₃ ijzer(III)hydroxide (het Romeinse cijfer geeft de lading).
- Zouten: eerst het metaal, dan het restion van het zuur: -zuur → -aat (Engels -ate), -igzuur → -iet (Engels -ite), waterstof…-ide → -ide. Dus H₂SO₄ geeft sulfaten, H₂SO₃ sulfieten, HCl chloriden.
- Zure zouten hebben nog H: NaHCO₃ natriumwaterstofcarbonaat. Basische zouten hebben nog OH: Mg(OH)Cl.
Het verband tussen de groepen
Je kunt één element volgen door de groepen heen, als een familielijn:
Metaal: Ca → CaO → Ca(OH)₂ → CaCO₃ (2Ca + O₂ → 2CaO; CaO + H₂O → Ca(OH)₂; Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O)
Niet-metaal: S → SO₂ → H₂SO₃ → Na₂SO₃
De twee lijnen komen samen in een zout. Zouten ontstaan op veel manieren: zuur + base, zuur + metaal, zuur + basisch oxide, base + zuur oxide en zuur + carbonaat.
Inleiding tot titratie
Met een titratie vind je de onbekende concentratie van een oplossing door die te laten reageren met een oplossing van bekende concentratie (de standaardoplossing of titrant).
- Pipetteer een nauwkeurig volume (bijvoorbeeld 25.0 mL) van het onbekende zuur in een erlenmeyer. Voeg 2–3 druppels indicator toe.
- Vul de buret met de standaardbase. Lees het beginvolume af onderaan de meniscus, op ooghoogte.
- Voeg de base toe terwijl je zwenkt. Voeg ze tegen het einde druppel voor druppel toe.
- Stop bij de eerste blijvende kleurverandering: het eindpunt. Noteer de eindstand. Herhaal tot twee uitkomsten binnen 0.10 mL van elkaar liggen (concordant).
Equivalentiepunt = de mol zuur en base kloppen precies volgens de reactievergelijking. Eindpunt = het moment waarop de indicator van kleur verandert. Een goede indicator laat die twee bijna samenvallen.
Titratiecurves en de keuze van een indicator
Zet de pH uit tegen het volume toegevoegde base. Je krijgt een S-vormige titratiecurve.
- Sterk zuur + sterke base (HCl + NaOH): de pH begint rond 1, springt steil van ongeveer 3 naar 11, equivalentie bij pH 7. Fenolftaleïne en methyloranje werken allebei.
- Zwak zuur + sterke base (CH₃COOH + NaOH): begint rond pH 3, heeft een vlak buffergebied, equivalentie boven 7 (ongeveer 8.7). Gebruik fenolftaleïne (omslag 8.2–10). Bij half-equivalentie is pH = pKa.
- Sterk zuur + zwakke base (HCl + NH₃): equivalentie onder 7 (ongeveer 5). Gebruik methyloranje (omslag 3.1–4.4).
- Zwak + zwak: geen scherpe sprong, dus geen indicator werkt goed; gebruik een pH-meter.
Regel: kies een indicator waarvan het omslagtraject in het steile deel van de curve ligt.
Titratieberekeningen
Mol = concentratie (mol/L) × volume (L). Gebruik de verhouding uit de kloppende reactievergelijking.
Voor HCl + NaOH (1 : 1): CaVa = CbVb.
Voor H₂SO₄ + 2NaOH: mol NaOH = 2 × mol H₂SO₄, dus 2CaVa = CbVb.
Vóór equivalentie (sterk zuur): [H⁺] = (overgebleven mol zuur) ÷ (totaal volume). Erna: [OH⁻] = (overtollige mol base) ÷ (totaal volume), dan pH = 14 − pOH (bij 25 °C).
Belangrijke formules en begrippen
- n = C × V (V in liter)
- 1 : 1 reactie: C₁V₁ = C₂V₂
- a·CₐVₐ = b·C_bV_b (a, b = aantal H⁺ / OH⁻ dat elk geeft)
- pH = −log[H⁺]; pH + pOH = 14 (25 °C)
- Zwak zuur bij half-equivalentie: pH = pKa
Uitgewerkte voorbeelden
1. Geef de naam: (a) HNO₂ (b) K₂SO₄ (c) Fe(OH)₂ (d) NaHCO₃.
(a) salpeterigzuur (minder O → -ig zuur). (b) kaliumsulfaat (zwavelzuur → sulfaat). (c) ijzer(II)hydroxide. (d) natriumwaterstofcarbonaat, een zuur zout.
2. Schrijf de reeks van magnesium tot en met magnesiumchloride.
2Mg + O₂ → 2MgO; MgO + H₂O → Mg(OH)₂; Mg(OH)₂ + 2HCl → MgCl₂ + 2H₂O.
3. 25.0 mL HCl heeft 20.0 mL 0.100 M NaOH nodig. Bereken [HCl].
n(NaOH) = 0.100 × 0.0200 = 0.00200 mol = n(HCl). C = 0.00200 ÷ 0.0250 = 0.0800 M.
4. 20.0 mL H₂SO₄ wordt geneutraliseerd door 32.0 mL 0.250 M NaOH. Bereken [H₂SO₄].
n(NaOH) = 0.250 × 0.0320 = 0.00800 mol. H₂SO₄ : NaOH = 1 : 2, dus n(H₂SO₄) = 0.00400 mol. C = 0.00400 ÷ 0.0200 = 0.200 M.
5. 25.0 mL 0.100 M HCl. Bereken de pH na toevoeging van 20.0 mL 0.100 M NaOH.
Zuur 0.00250 mol, base 0.00200 mol. Overgebleven H⁺ = 0.000500 mol in 45.0 mL. [H⁺] = 0.000500 ÷ 0.0450 = 0.0111 M. pH = 1.95.
6. Dezelfde kolf, na 30.0 mL NaOH. Bereken de pH.
Base 0.00300 mol, overtollig OH⁻ = 0.000500 mol in 55.0 mL. [OH⁻] = 0.00909 M, pOH = 2.04, pH = 11.96. De pH sprong van ongeveer 2 naar 12 in slechts 10 mL – het steile deel van de curve.
Veelgemaakte fouten
- Vergeten mL om te rekenen naar L voordat je de mol uitrekent.
- C₁V₁ = C₂V₂ gebruiken voor H₂SO₄ + NaOH; je moet de verhouding 1 : 2 gebruiken.
- Denken dat het equivalentiepunt altijd bij pH 7 ligt. Alleen sterk zuur + sterke base geeft 7.
- De buret van boven of van onder de meniscus aflezen (parallaxfout), of de buret niet eerst naspoelen met de titrant.