Resume
samenvatting hoofdstuk 5, Anorganische chemie: zuren en basen
- Cours
- Anorganische Chemie
- Établissement
- Universiteit Gent (UGent)
samenvatting van hoofdstuk 5, Anorganische chemie gegeven in 1e bachelor aan UGent
[Montrer plus]
Aperçu du contenu
HOOFDSTUK 5: ZUREN EN BASENverschillende zuur-base theorieën -> sommige voordelen in bepaalde omstandigheden
5.1 Zuur-basetheorie van Arrhenius
= oudste definities, beperkt tot water als oplosmiddel
Arrheniuszuur: bestanddeel dat in water ioniseert met vorming van H+(aq)-ionen
Arrheniusbase: bestanddeel dat in water dissocieert met vorming van OH-(aq)-ionen
->sterkte van zuur afhankelijk van mate waarin ionen gevormd worden
neutralisatie zuur met base:
• oxiden van niet metalen reageren als zuren = zuurvormende oxiden
• oxiden van metalen reageren als basen = basevormende oxiden
5.2 Het Brønsted-Lowryconcept
->veel algemener dan Arrhenius
Brønstedzuur: bestanddeel dat H+ kan afgeven
Brønstedbase: bestanddeel dat H+ kan opnemen
->zuur en base vormen geconjugeerd/corresponderend paar
->elke reactie tussen zuur en base gebaseerd op overdracht van protonen
ionisatie van water
->waterevenwicht beschouwd als een zuur-basereactie (H+ ion overgedragen naar een base)
=>base NH3 zet zich gedeeltelijk om in NH4+ en zuur H20 zet zich gedeeltelijk om in OH-
-> H20 kan naargelang omstandigheden optreden als een zuur en als een base
• amfiprotisch bestanddeel: bestanddeel dat én als zuur én als base kan optreden
->neutralisatie van een zuur met een base te herleiden tot neutralisatiereactie tussen zuur
en base van het amfiprotisch oplosmiddel
5.3 De sterkte van brønstedzuren en -basen
• sterkte van zuur = neiging om H+ af te staan
sterkte van base = neiging om H+ op te nemen
• hoe sterker het zuur, hoe zwakker de geconjugeerde base en omgekeerd
• evenwicht verschuift naar kant waar zich het relatief zwakste Brønstedzuur en zwakste
Brønstedbase bevinden
->sterk arrheniuszuur verdrijft een zwak arrheniuszuur uit zijn zouten
, alle zuren die sterker zijn dan H30+ ionen zijn in water volledig geïoniseerd in H+(aq)-
ionen
=sterkste zuur dat kan bestaan in water
alle zuren die sterker zijn dan OH- zijn in water volledig omgezet in corresponderende
zuur
=sterkste base dat kan bestaan in water
->alle sterkere zuren/basen in H20 omgezet tot H30+ en OH-
5.4 Intrinsieke zuursterkte en moleculaire structuur
->betrekking op het minder of meer opgaan naar rechts van de reactie
->betrekking op de gasfase
bepaald door relatieve stabiliteit van HX en X- -> bepaald door moleculaire structuur van de
deeltjes
• in waterige oplossing
beide deeltjes gehydrateerd -> hydratatie-effecten voor deeltjes zeer verschillend ->
zuursterkte afgezwakt
5.4.1 De zuursterkte van covalente hydriden (binaire zuren), H-X
bepaald door:
1) elektronegativiteit van X
hoe sterkter elektronegativiteit van X, hoe sterker elektronen naar X worden aangezogen, hoe
makkelijker waterstof als H+ achterblijft en hoe groter de zuursterkte van X
2) afmeting van het element X
hoe groter de afmeting, hoe diffuser elektronenwolk rond X, hoe kleiner partiële
ladingsdichtheid van X, hoe gemakkelijker de ionisatie in een diëlektrisch medium met vorming
van H+ gebeurt -> zuursterkte neemt toe met afmeting van X
5.4.2 De zuursterkte van oxozuren
->zure (afsplitsbare) H-atomen zijn steeds gebonden op een O-atoom
->bepalende factor: elektronegativiteit van centrale element (groep Z)
->in b-binding elektronendichtheid klein
Z=niet-metaal met hoge elektronendichtheid -> in a-binding elektronendichtheid klein ->
vorming van H+ ionen
• het zuur karakter stijgt met stijgende elektronegativiteit van het element Z
• bij gelijke Z: het zuur karakter stijgt met toenemend aantal O rond Z (wegens
elektronenzuigend karakter van O)
->voorspellen met oxidatiegetal en formele lading
• andere elektronenzuigende groepen hebben invloed op zuursterkte -> versterken zure
karakter
->hoe verder elektronenzuigende groep verwijderd is, hoe kleiner invloed, hoe zwakker
het zuur karakter
Les avantages d'acheter des résumés chez Stuvia:
Qualité garantie par les avis des clients
Les clients de Stuvia ont évalués plus de 700 000 résumés. C'est comme ça que vous savez que vous achetez les meilleurs documents.
L’achat facile et rapide
Vous pouvez payer rapidement avec iDeal, carte de crédit ou Stuvia-crédit pour les résumés. Il n'y a pas d'adhésion nécessaire.
Focus sur l’essentiel
Vos camarades écrivent eux-mêmes les notes d’étude, c’est pourquoi les documents sont toujours fiables et à jour. Cela garantit que vous arrivez rapidement au coeur du matériel.
Foire aux questions
Qu'est-ce que j'obtiens en achetant ce document ?
Vous obtenez un PDF, disponible immédiatement après votre achat. Le document acheté est accessible à tout moment, n'importe où et indéfiniment via votre profil.
Garantie de remboursement : comment ça marche ?
Notre garantie de satisfaction garantit que vous trouverez toujours un document d'étude qui vous convient. Vous remplissez un formulaire et notre équipe du service client s'occupe du reste.
Auprès de qui est-ce que j'achète ce résumé ?
Stuvia est une place de marché. Alors, vous n'achetez donc pas ce document chez nous, mais auprès du vendeur joliengommers. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €4,19. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
Peut-on faire confiance à Stuvia ?
4.6 étoiles sur Google & Trustpilot (+1000 avis)
78998 résumés ont été vendus ces 30 derniers jours
Fondée en 2010, la référence pour acheter des résumés depuis déjà 14 ans