Zwakke base
In de wereld van vandaag is Zwakke base een onderwerp geworden dat van grote relevantie en interesse is voor een breed scala aan doelgroepen. Of het nu vanwege de impact op de samenleving, de historische relevantie, de invloed op de populaire cultuur of het belang ervan in de academische wereld is, Zwakke base heeft de aandacht getrokken van mensen van alle leeftijden en achtergronden. Terwijl we dit fenomeen blijven onderzoeken en beter begrijpen, is het van cruciaal belang om de implicaties en gevolgen ervan voor verschillende aspecten van ons dagelijks leven volledig te analyseren. In dit artikel zullen we de impact en relevantie van Zwakke base grondig onderzoeken, waarbij we de historische, sociaal-culturele, technologische dimensies en vele andere aspecten die deel uitmaken van het huidige belang ervan analyseren.
| ZUREN en BASEN |
|---|
 |
| Algemene begrippen |
| pH Zuur-basereactie Zuur-basetitratie Zuurconstante Buffer Waterevenwicht Hammett-zuurfunctie |
| Zuren |
|
Sterk · Zwak · Lewiszuur · Anorganisch zuur · Organisch zuur · Superzuur · Oxozuur · Halogeenzuurstofzuur |
| Basen |
|
Sterk · Zwak · Lewisbase · Organische base |
Portaal  Scheikunde
|
Een zwakke base wordt in een oplossing met water niet volledig gesplitst in ionen. In plaats daarvan zal zich een evenwicht instellen volgens:
Er zijn meer zwakke dan sterke basen.
De ligging van het evenwicht wordt bepaald door de grootte van de evenwichtsconstante:
Zuurrest als zwakke base
Naast stoffen die zelf een OH-groep kunnen afstaan vormt de groep geconjugeerde basen van zwakke zuren een veel grotere groep zwakke basen. De base wordt in de vorm van het natrium- of kaliumzout (bijvoorbeeld natriumacetaat) in de oplossing gebracht. Het hydroxide-ion ontstaat bij deze groep basen uit de reactie van het zuurrest-ion met water:
De voor deze reactie geldende Kb wordt dan strikt formeel:
De pH van oplossingen van zwakke basen
Omdat voor de concentratie van water in water als oplosmiddel "1" geschreven mag worden gaat deze vergelijking over in
Met het gegeven dat voor elk OH−-ion dat in de oplossing voorkomt ook een HA molecule gevormd is, waardoor = , kan geschreven worden:
of
en
of
De pH van de oplossing wordt vervolgens bepaald via:
- pOH = -log()
en hieruit kan de pH berekend worden:
- pH = 14 - pOH