• water
• Natriumwaterstofsulfaat (NaHSO₄.H₂O)
• Keukenzout (NaCl)
• pH-papier
• natronloog (NaOH)
• fenolftaleine oplossing
• balans
• buis met maatverdeling van 0.5 ml (bv injectiespuit), de meetbuis.

• reageerbuis
• spatel
• spiritusbrander
• glasbuis
• rubberen stop (doorboord)
• rubber slangetje
• erlenmeyer
• glasparel
• glasbuisje met spitse punt.

• Doe 5 spatelpunten natriumwaterstofsulfaat en 5 spatelpunten zout in droge reageerbuis.

• Meng goed

• Bouw de opstelling op zoals hiernaast op de foto te zien is.

• Let erop dat de meetbuis maar maximaal 2-3 mm in het water gedompelt is.

• Verwarm de vaste stof  m.b.v. de spiritus brander.

• Neem een pH papiertje, bevochtig het en leg het op de rand van de pot.

• Stop met verwarmen indien zich geen gas meer ontwikkelt en indien men geen slierten meer kan waarnemen.

• Bouw de buret op mbv de meetbuis, een stukje rubber slang en de glasparel zoals hiernaast weergegeven.
• Weeg ca. 1 g natronloog af en los deze op in 50 ml water (doe dit zo nauwkeurig mogelijk bv door gebruik te maken van een maatkolf van 50 ml).
• Giet de loogoplossing in de (droge) buret.
• Spoel het glasbuisje door, door even op het rubber slangetje te drukken en enkele ml loog door te laten lopen.
• Weeg ca. 20 g van de bereide oplossing af in de erlenmeyer.
• Voeg een druppel fenolftaleine oplossing toe.
• Lees de maatstreep in de buret af en noteer de stand.
• Voeg nu onder roeren voorzichtig en druppelsgewijs de loog toe aan de oplossing in de erlenmeyer. 
• Stop met toevoegen van loog als de oplossing licht roze kleurt.
• Vergeet niet om de wand van de erlenmeyer even na te spoelen met water.
• Noteer de buret stand.

• In het begin ontwikkelen zich gasbellen.
• Het bevochtigde pH papiertje kleurt rood.
• In de wateroplossing kan men zien dat zich slierten ontwikkelen.
• Indien gestopt wordt met verwarmen  komt het water in de meetbuis omhoog.

NaCl + NaHSO₄ --DT--> Na₂SO₄ + HCl (g)

Berekenen we nu de pH van de oplossing. Waarbij we weten dat het evenwicht volledig naar rechts ligt: 

0.6% = 6 g HCl/l = 6/36.5 mol/l = 0.16 M

pH = - log [H₃O⁺] = - log 0.16 = 0.8

Zuur-base titratie

elektroneutraliteitsvergelijking: [Na⁺] + x = y + [Cl^-]

De [Cl^-] is bij het begin van de titratie gelijk aan c, bij gelijkblijvend volume blijft deze concentratie gelijk gedurende de titratie.

De [Na⁺] is gekoppeld aan de l volgens: [Na⁺]=cl 

Dus: cl + x = y + c hetgeen herschreven kan worden als: 
l = 1 - x/c + y/c

De startconcentratie van HCl: c = 0.16 M
De concentratie van NaOH : 0.5 M

Met gebruik van excel kunnen we nu gemakkelijk een titratiecurve afleiden.

• De slierten zijn aanwijzingen voor dichtheidsverschillen in de oplossing, hetgeen aangeeft dat een stof opgenomen wordt in de oplossing die een grotere dichtheid heeft dan water (HCl). Doordat zones van verschillende dichtheid ontstaan wordt het licht verschillend afgebroken. Op basis van deze slierten is zelfs een analysemethode ontwikkelt.

• Het gegeven dat het pH papiertje rood kleurt is een aanwijzing dat er zoutzuurgas gevormd wordt, doe dit experiment daarom in een goed geventileerde ruimte.

• Fenolftaleine is een indicator die kleurloos is in zuur mileu, rood in alkalisch milieu en een omslag traject heeft dat loopt van pH=8.2-10.0.

• Kurt Waselowsky; 'KOSMOS Chemie C3000 Experimentieranleitung'; Franck-Kosmos; 2002;  p. 63.
• J.C. Alders; 'Jongens en Scheikunde'; Thieme; 3de druk; 1941; p. 7,8.
• BINAS; Wolters-Noordhoff; 1977; ISBN 9001893546; blz 101.
• Dr. G. den Boef; Theoretische grondslagen van de analyse in waterige oplossingen; 1977; Elsevier; ISBN 9010103730; 4de druk; blz. 7-51.

Relevante websites:

• AP-42, CH 8.6- Hydrochloric Acid

HCl. Geconcentreerde oplossing van HCl-gas in water. s.m. 1.19; 37 gewichts%, 12 n. Kleurloze vloeistof, ruw zoutzuur in geel gekleurd door sporen door sporen FeCl3, vormt aan vochtige lucht nevens, met ammoniakdamp geeft het een witte nevel van NH4Cl. Zoutzuur is een sterk zuur waardoor de meeste metalen worden aangetast.

Bereiding:

1. Door verwarming van keukenzout met gec. H₂SO₄ ontstaat HCl gas.
       2 NaCl + H₂SO₄ --> Na₂SO₄ + 2HCl (g)
2. Zoutzuur wordt tegenwoordig veel gemaakt door chloorgas en waterstof, welke als nevenproucten vrijkomen bij de bereiding van NaOH, te laten reageren in een kwartsapparaat.

ZUUR-BASE-REACTIES

Lange tijd heeft men de door Arrhenius (1887) geformuleerde indeling van elektrolyten in zuren, basen en zouten gebruikt:

• zuren zijn elektrolyten die in oplossing waterstofionen afsplitsen;
• basen zijn elektrolyten die in oplossing hydroxylionen afsplitsen;
• zouten zijn elektrolyten, opgebouwd uit een of meer metaalionen en een of meer zuurrestionen.

In de praktijk bleek deze definitie echter niet te voldoen. Voor een beter definitie van zuren, basen en zouten zorgde Brfnsted (1923), die de definities van zuren en basen baseerde op het volgende reactieschema:

zuur <=> base + proton (H⁺-ion)

Onder zuren worden stoffen verstaan die protonen kunnen afsplitsen en met basen stoffen die protonen kunnen opnemen. Een verzamelnaam voor zuren en basen is protolyten. Zouten zijn neutrale stoffen die zich in waterige oplossing in ionen splitsen, die zich al of niet als protolyten kunnen gedragen.

Kijken we nu naar zoutzuur: HCl --> H⁺ + Cl^-
Zoutzuur is een zuur, het kan protonen afstaan. Het chloride ion heeft echter weinig neiging een proton op te nemen, heeft dus nagenoeg geen basische eigenschappen.

Sommige stoffen kunnen zich zowel basisch als zuur gedragen, de amfolyten:
HCO₃^- + H⁺ <=> H₂CO₃
HCO₃^- <=> H⁺ + CO₃^2-

Op de theorie van Brfnsted is een uitbreiding gekomen. De reactie hierboven geschetst kan nl in een waterige oplossing niet plaatsvinden, er moet nl een base aanwezig zijn die het proton kan opnemen. Daarom wordt een zuur-base reactie tegenwoordig opgevat als een protonenoverdrachtsreactie, protolyse genaamd volgens: a₁ + b₂ <=> a₂ + b₁
Het begrip dissociatie wordt dus vervangen door protolyse (a = zuur, b = base).
Voor zoutzuur in water verloopt de protolyse volgens: HCl + H₂O <=> H₃O⁺ + Cl^- (waarbij het evenwicht geheel rechts ligt). In dit geval functioneert water als een base aangezien het een proton opneemt. Voor ammoniak in water geldt: HH₃ + H₂0 <=> NH₄⁺ + OH^-. Het water functioneert nu als zuur aangezien het een proton afstaat. Water kan zich dus als een zuur en as een base gedrageb, het is een amfolyt die zichzelf kan protolyseren volgens:2H₂O <=> H₃O⁺ + OH^-. Deze reactie noemt men de autoprotolyse van water en is er verantwoordelijk voor dat zuiver water stroom kan geleiden. De autoprotolysereactie  kunnen we beschrijven volgens:

Voor deze evenwichtbeschrijvingen maakt me gebruik van log beschrijvingen.

Hetgeen we voor water hebben gedaan kunnen we ook voor zuren en basen doen:

ZUREN	BASEN
a + H2O <=> b + H3O+	b + H2O <=> a + OH-	Voor corresponderende zuren en basen geldt in water:

Om nu pH berekeningen te kunnen maken zijn maar een paar vergelijkingen noodzakelijk:

• we stellen activiteit gelijk aan concentraties, waarbij dus afwijkingen van ideaal gedrag buiten beschouwing gelaten worden.
• de K's van alle aanwezige elektrolyten.
• de betrekking [H₃O⁺][OH^-]=K_w. Aangezien de grootheden [H₃O⁺] en [OH^-] altijd voorkomen in pH berekeningen hanteert men een verkorte schrijfwijze, [H₃O⁺]=x en [OH^-]=y.
• De stechiometrische betrekkingen. Deze wordt verkregen door te overwegen dat de som van de concentraties van alle deeltjes die van een bepaald protolyt afkomstig zijn, gelijk is aan de analytische concentratie van die protolyt. Zo is bv voot 0.5 M H₃PO₄: [H₃PO₄] + [H₂PO₄^-] +[HPO₄^2-] + [PO₄^3-] = 0.5
• de elektroneutratliteitsvergelijking. Elke elektrolytoplossing is in haar geheel elektrisch neutraal. Voor bv BaCl₂ in water betekent dit: 2[Ba²⁺] + x = y + [Cl^-]

Door deze vergelijkingen uit te schrijven krijgen we evenveel vergelijkingen als onbekenden.

De pH van verschillende oplossingen: