anorganische

# Chemische kinetiek en reactiesnelheid Hier is een gedetailleerde samenvatting over "Chemische kinetiek en reactiesnelheid": ## 1. Chemische kinetiek en reactiesnelheid Dit onderwerp onderzoekt de snelheid waarmee chemische reacties plaatsvinden en de factoren die deze snelheid beïnvloeden. ### 1.1 Basisprincipes van chemische reactiesnelheid #### 1.1.1 Reactiemechanisme en kinetiek * Het **reactiemechanisme** beschrijft de reeks elementaire stappen die samen de totale chemische reactie vormen. * Het **kinetische aspect** van een reactie bestudeert het energieverloop van de reactie gedurende de omzetting. * Het **thermodynamische aspect** daarentegen kijkt naar het verschil in energie tussen de begin- en eindtoestand van de reactie. #### 1.1.2 Factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden De snelheid van een chemische reactie wordt beïnvloed door: * **Concentratie van reagentia**: Hogere concentraties leiden tot meer botsingen en dus een hogere reactiesnelheid. * **Temperatuur**: Een hogere temperatuur verhoogt de kinetische energie van moleculen, wat resulteert in meer frequente en energierijkere botsingen, en dus een hogere reactiesnelheid. * **Aggregatietoestand**: Reacties verlopen sneller in de gasfase, gevolgd door de vloeibare fase en dan de vaste fase, vanwege de bewegingsvrijheid van de moleculen. * **Katalysator**: Een katalysator verhoogt de reactiesnelheid door de activeringsenergie te verlagen zonder zelf verbruikt te worden. ### 1.2 Reactiesnelheidsvergelijking en reactie-ordes #### 1.2.1 De reactiesnelheidsvergelijking De reactiesnelheidsvergelijking relateert de snelheid van een reactie aan de concentraties van de reagentia. Voor een algemene reactie $aA + bB \rightarrow cC + dD$ wordt de snelheid uitgedrukt als: $$ \text{Snelheid} = k[A]^x[B]^y $$ * $k$ is de snelheidsconstante. * $[A]$ en $[B]$ zijn de concentraties van reagentia A en B. * $x$ en $y$ zijn de reactie-ordes ten opzichte van A en B. De totale reactie-orde is $x + y$. #### 1.2.2 Verband tussen concentratie en tijd * **Zero-orde reactie**: De concentratie verandert lineair met de tijd. De halfwaardetijd is evenredig met de beginconcentratie. $$ [A]_t = [A]_0 - kt $$ * **Eerste-orde reactie**: De natuurlijke logaritme van de concentratie verandert lineair met de tijd. De halfwaardetijd is onafhankelijk van de beginconcentratie. $$ \ln[A]_t = \ln[A]_0 - kt $$ $$ t_{1/2} = \frac{\ln(2)}{k} $$ * **Tweede-orde reactie**: Het omgekeerde van de concentratie verandert lineair met de tijd. De halfwaardetijd is omgekeerd evenredig met de beginconcentratie. $$ \frac{1}{[A]_t} = \frac{1}{[A]_0} + kt $$ $$ t_{1/2} = \frac{1}{k[A]_0} $$ ### 1.3 Moleculaire verklaring van de reactiesnelheid #### 1.3.1 Botsingstheorie * Moleculen moeten met voldoende kinetische energie botsen en in de juiste oriëntatie komen om te kunnen reageren. * Niet elke botsing is effectief; alleen botsingen met **voldoende kinetische energie (groter dan of gelijk aan de activeringsenergie, $E_a$)** en de juiste **botsingsoriëntatie** leiden tot een reactie. * De **botsingsfrequentie ($Z$)** en de **waarschijnlijkheid van de juiste botsingsrichting ($p$)** bepalen het aantal effectieve botsingen. #### 1.3.2 Theorie van de overgangstoestand * Tijdens een reactie wordt een **geactiveerd complex** gevormd, een kortstondige, hoog-energetische toestand die tussen de reagentia en producten bestaat. * De **activeringsenergie ($E_a$)** is de minimale energie die nodig is om dit geactiveerde complex te vormen. * Een lagere $E_a$ leidt tot een hogere reactiesnelheid. * De enthalpieverandering van de reactie is het verschil tussen de activeringsenergie van de voorwaartse en terugwaartse reactie: $\Delta H = E_a - E_a'$. ### 1.4 Invloed van temperatuur op de reactiesnelheid De relatie tussen de snelheidsconstante ($k$) en de temperatuur wordt beschreven door de **Arrheniusvergelijking**: $$ k = A e^{-E_a/RT} $$ * $A$ is de **frequentiefactor**, gerelateerd aan de botsingsfrequentie en de waarschijnlijkheid van de juiste oriëntatie. * $E_a$ is de activeringsenergie. * $R$ is de universele gasconstante. * $T$ is de absolute temperatuur. > **Tip:** Een kleine toename in temperatuur kan een aanzienlijke toename in de reactiesnelheid veroorzaken, vooral bij reacties met een hoge activeringsenergie. ### 1.5 Invloed van de katalysator op de reactiesnelheid * Een **katalysator** verlaagt de activeringsenergie van een reactie door een alternatief reactiepad te bieden. Hierdoor neemt het aantal moleculen met voldoende kinetische energie om te reageren toe, wat de reactiesnelheid verhoogt. * Katalysatoren worden niet verbruikt tijdens de reactie en keren onveranderd terug. * Een **inhibitor** is een stof die de reactiesnelheid vertraagt, vaak door de activeringsenergie te verhogen. * **Enzymen** zijn natuurlijke, zeer specifieke biologische katalysatoren. > **Voorbeeld:** Enzymen zoals sucrase versnellen de hydrolyse van sucrose tot glucose en fructose door de activeringsenergie van deze reactie te verlagen via de vorming van een enzym-substraatcomplex. ### 1.6 Reactiekinetiek en reactie-evenwicht * Chemische reacties streven naar een **evenwichtstoestand** waarbij de snelheid van de voorwaartse reactie gelijk is aan de snelheid van de terugwaartse reactie. * De **evenwichtsconstante ($K$)** geeft de verhouding van de concentraties van producten tot reagentia bij evenwicht aan. * Het **reactiequotiënt ($Q$)** heeft dezelfde vorm als de evenwichtsconstante, maar wordt berekend met de concentraties op een willekeurig moment tijdens de reactie. * Als $Q < K$, zal de reactie naar rechts verlopen (richting producten). * Als $Q = K$, is het systeem in evenwicht. * Als $Q > K$, zal de reactie naar links verlopen (richting reagentia). ### 1.7 Thermodynamische aspecten van chemische reacties #### 1.7.1 Energie, arbeid en warmte * **Arbeid ($w$)** is geordende energieoverdracht, die omkeerbaar is. * **Warmte ($q$)** is ongeordende energieoverdracht, die zich verplaatst van een warmer naar een kouder object en niet gemakkelijk omkeerbaar is. * De **wet van behoud van energie** stelt dat energie niet gecreëerd of vernietigd kan worden, maar alleen van vorm kan veranderen. #### 1.7.2 Enthalpie en enthalpieverandering ($\Delta H$) * **Enthalpie ($H$)** vertegenwoordigt de totale warmte-inhoud van een systeem. * **Enthalpieverandering ($\Delta H$)** is de warmte die wordt opgenomen of afgegeven tijdens een reactie bij constante druk. * **Endotherme reacties** nemen warmte op uit de omgeving ($\Delta H > 0$). * **Exotherme reacties** geven warmte af aan de omgeving ($\Delta H < 0$). * De **wet van Hess** stelt dat de totale enthalpieverandering voor een reactie onafhankelijk is van de weg ernaartoe; het hangt alleen af van de begin- en eindtoestand. * **Bindingsdissociatie-enthalpie ($D$)** is de energie die nodig is om een specifieke binding te verbreken. #### 1.7.3 Entropie ($S$) en spontaneïteit * **Entropie ($S$)** is een maat voor de wanorde of het aantal mogelijke microscopische toestanden van een systeem. * Systemen streven naar een toename van entropie. Entropie neemt toe bij hogere temperaturen, faseovergangen van vast naar gas, en een toename in het aantal deeltjes. #### 1.7.4 Gibbs vrije energie ($G$) en spontaneïteit * **Gibbs vrije energie ($G$)** bepaalt de spontaneïteit van een proces bij constante druk en temperatuur. * Voor een reactie geldt: * $\Delta G < 0$: spontane reactie * $\Delta G = 0$: evenwichtstoestand * $\Delta G > 0$: niet-spontane reactie * De relatie met enthalpie en entropie is: $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$. * Voor biologische reacties wordt de **standaard Gibbs vrije energie ($\Delta G^\circ'$)** gebruikt, die rekening houdt met fysiologische omstandigheden (pH 7). > **Tip:** Een reactie kan endotherm zijn ($\Delta H > 0$) maar toch spontaan verlopen ($\Delta G < 0$) als de entropieverandering ($\Delta S$) voldoende positief is, vooral bij hogere temperaturen. #### 1.7.5 Vrije energie en chemisch evenwicht * De relatie tussen Gibbs vrije energie en de evenwichtsconstante is: $\Delta G^\circ = -RT \ln K$. * Een negatieve $\Delta G^\circ$ correspondeert met een evenwichtsconstante $K > 1$, wat duidt op een evenwicht dat naar de producten verschoven is. * Een positieve $\Delta G^\circ$ correspondeert met een $K < 1$, wat duidt op een evenwicht dat naar de reagentia verschoven is. #### 1.7.6 Nuttige arbeid en gekoppelde reacties * De **nuttige arbeid** die geleverd kan worden door een spontane reactie is gelijk aan de afname in Gibbs vrije energie ($\Delta G$). * Niet-spontane reacties kunnen plaatsvinden door ze te **koppelen** aan zeer spontane reacties, zoals de hydrolyse van ATP ($\Delta G^\circ'$ negatief). Dit mechanisme is fundamenteel voor het metabolisme. ### 1.8 Zuren en basen #### 1.8.1 Het ionenproduct van water ($K_w$) * Zuiver water ondergaat zelfionisatie: $H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-$. * Het ionenproduct van water is $K_w = [H^+][OH^-] = 1.0 \times 10^{-14}$ bij 25°C. * Dit leidt tot een pH van 7 voor neutraal water bij 25°C. #### 1.8.2 De pH-schaal * **pH** wordt gedefinieerd als $pH = -\log[H^+]$. * **pOH** wordt gedefinieerd als $pOH = -\log[OH^-]$. * Voor water geldt $pH + pOH = pKw = 14$ bij 25°C. * **Zure oplossingen** hebben $pH < 7$, **basische oplossingen** hebben $pH > 7$. #### 1.8.3 Zuursterkte en moleculaire structuur * **Sterke zuren** dissocieren volledig in water. * **Zwakke zuren** dissocieren slechts gedeeltelijk. Hun zuursterkte wordt gekenmerkt door de zuurconstante ($K_a$) of de pKa-waarde ($pK_a = -\log K_a$). * De zuursterkte van covalente hydriden (HX) neemt toe met de elektronegativiteit van X (in een periode) en met de afmeting van X (in een groep). * De zuursterkte van **oxozuren** hangt af van de elektronegativiteit van het centrale atoom en het aantal zuurstofatomen. Een hogere elektronegativiteit en meer zuurstofatomen verhogen de zuursterkte. #### 1.8.4 pH van oplossingen van zuren, basen en zouten * **Sterke zuren en basen** bepalen direct de pH of pOH. * **Zwakke zuren en basen** vereisen de $K_a$ of $K_b$ (en de Henderson-Hasselbalch vergelijking) voor pH-berekeningen. * **Zouten** kunnen leiden tot hydrolyse: * Zouten van sterke zuren en sterke basen zijn neutraal (bv. NaCl). * Zouten van sterke zuren en zwakke basen zijn zuur (bv. NH4Cl). * Zouten van zwakke zuren en sterke basen zijn basisch (bv. CH3COONa). * Zouten van zwakke zuren en zwakke basen kunnen zuur, basisch of neutraal zijn, afhankelijk van de relatieve sterktes van het zuur en de base. #### 1.8.5 Bufferoplossingen * Een **bufferoplossing** bestaat uit een zwak zuur en zijn geconjugeerde base (of een zwakke base en zijn geconjugeerde zuur) in relatief hoge concentraties. * Buffers weerstaan veranderingen in pH bij toevoeging van kleine hoeveelheden zuur of base. * De pH van een buffer wordt berekend met de **Henderson-Hasselbalch vergelijking**: $$ pH = pK_a + \log\left(\frac{[\text{Base}]}{[\text{Zuur}]}\right) $$ * De **buffercapaciteit** is een maat voor de effectiviteit van een buffer en hangt af van de concentraties van de aanwezige zuur-base paren. #### 1.8.6 Zuurtegraad en levende materie * Biologische systemen zijn sterk afhankelijk van een stabiele pH (ongeveer 7.4 voor bloed). * **Amfolyten**, zoals aminozuren, kunnen als zuur en base reageren en spelen een rol in buffermechanismen. * De **fosforzuurbuffersystemen** en de **hemoglobinebuffer** zijn fysiologisch belangrijk. * **Acidose** (te lage pH) en **alkalose** (te hoge pH) in het bloed kunnen ernstige gezondheidsproblemen veroorzaken. ### 1.9 Elektrochemie #### 1.9.1 Galvanische elementen (Voltaïsche cellen) * Galvanische elementen zetten chemische energie om in elektrische energie door middel van spontane redoxreacties. * Ze bestaan uit twee **halfcellen**: een **anode** (oxidatie) en een **kathode** (reductie), verbonden door een externe geleider en een **zoutbrug**. * De **elektromotorische kracht (EMK)**, of celpotentiaal, is het potentiaalverschil tussen de twee halfcellen. #### 1.9.2 Standaardreductiepotentialen en de Nernstvergelijking * De **standaardreductiepotentiaal ($E^\circ$)** meet het reductievermogen van een stof ten opzichte van de standaardwaterstofelektrode ($E^\circ = 0.00V$). * De **standaard elektromotorische kracht ($E^\circ_{cel}$) ** van een cel is het verschil in standaardreductiepotentialen tussen de kathode en de anode: $E^\circ_{cel} = E^\circ_{kathode} - E^\circ_{anode}$. * De **Nernstvergelijking** relateert de celpotentiaal bij niet-standaardomstandigheden aan de concentraties van de reactanten en producten: $$ E_{cel} = E^\circ_{cel} - \frac{RT}{nF} \ln Q $$ waarbij $n$ het aantal uitgewisselde elektronen is en $F$ de constante van Faraday. #### 1.9.3 Concentratiecellen en biologische toepassingen * **Concentratiecellen** genereren een potentiaalverschil puur door verschillen in concentratie van dezelfde ionensoort in de twee halfcellen. * Dit principe is cruciaal voor het begrijpen van elektrische potentialen over biologische membranen, zoals de membraanpotentiaal in zenuw- en spiercellen. * De **evenwichtspotentiaal** voor een ion over een membraan kan worden berekend met de **vergelijking van Nernst** aangepast voor biologische systemen (bij 37°C, 310K). #### 1.9.4 Elektroforese * **Elektroforese** is een techniek die gebruikmaakt van een elektrisch veld om geladen deeltjes te scheiden op basis van hun mobiliteit. * De **mobiliteit ($\mu$)** van een deeltje wordt beïnvloed door de lading, grootte, viscositeit van het medium, ionensterkte, pH en temperatuur. * Dit wordt toegepast in biomedische analyses voor het scheiden van eiwitten, DNA en andere geladen moleculen. ### 1.10 Colloïden en oplossingen #### 1.10.1 Colloïdale mengsels * **Colloïden** zijn mengsels met deeltjesgroottes tussen 1 nm en 1000 nm. Ze kunnen niet met het blote oog worden gezien, slaan niet neer en kunnen niet worden afgefiltreerd. * Colloïdale deeltjes verstrooien licht, wat leidt tot het **Tyndall-effect**. * Colloïden worden gestabiliseerd door elektrostatische afstoting (lading op de deeltjes) of door emulgatoren (zoals fosfolipiden). #### 1.10.2 Oplosbaarheid en het oplosproces * **Oplosbaarheid** is de mate waarin een stof kan oplossen in een oplosmiddel. * Het **oplosproces** omvat het verbreken van attractiekrachten binnen de op te lossen stof en het oplosmiddel, en het vormen van nieuwe attractiekrachten tussen de op te lossen stof en het oplosmiddel. "Like dissolves like" is hier een belangrijk principe. * **Hydratatie-enthalpie** is de energie die vrijkomt bij de interactie van ionen met watermoleculen. #### 1.10.3 Concentratieuitdrukkingen en osmose * Verschillende manieren om de concentratie van oplossingen uit te drukken zijn onder andere molaire concentratie (M), molale concentratie (m), massafractie, volumefractie, ppm en ppb. * **Osmose** is de nettoverplaatsing van water over een semipermeabel membraan van een gebied met een hogere waterconcentratie naar een gebied met een lagere waterconcentratie. * De **osmotische druk ($\pi$)** is de druk die nodig is om osmose tegen te gaan. De vergelijking van van 't Hoff beschrijft deze relatie: $\pi = iMRT$, waarbij $i$ de van 't Hoff factor is. * Oplossingen worden geclassificeerd als **isotonisch** (zelfde osmotische druk), **hypertonisch** (hogere osmotische druk) of **hypotonisch** (lagere osmotische druk) ten opzichte van een cel. #### 1.10.4 Dialyse * **Dialyse** is een proces waarbij een semipermeabel membraan kleine moleculen en ionen doorlaat, maar grotere deeltjes (zoals colloïden) tegenhoudt. * De nieren functioneren als natuurlijke dialyseapparaten. Hemodialyse is een kunstmatige vorm van dialyse. --- # Studiehandleiding: Chemische kinetiek en reactiesnelheid Dit onderwerp behandelt de snelheid waarmee chemische reacties verlopen en de factoren die deze snelheid beïnvloeden. ### 1.1 Reactiesnelheid De reactiesnelheid kwantificeert hoe snel een chemische reactie verloopt. Dit kan worden uitgedrukt in termen van de afname van de concentratie van reactanten per tijdseenheid of de toename van de concentratie van producten per tijdseenheid. #### 1.1.1 Factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden Verschillende factoren kunnen de snelheid van een chemische reactie beïnvloeden: * **Concentratie van reactanten:** Hogere concentraties van reactanten leiden over het algemeen tot een hogere reactiesnelheid omdat de kans op effectieve botsingen tussen moleculen toeneemt. * **Temperatuur:** Een hogere temperatuur verhoogt de kinetische energie van moleculen, wat leidt tot meer botsingen en een grotere fractie moleculen met voldoende energie om de activeringsenergie te overwinnen. * **Fysische toestand:** Reacties verlopen sneller als de reactanten in een meer gecondenseerde fase zijn (gas > vloeistof > vast), omdat dit de kans op botsingen vergroot. * **Katalysator:** Een katalysator verhoogt de reactiesnelheid zonder zelf verbruikt te worden. Dit doet hij door de activeringsenergie van de reactie te verlagen. Een remmer daarentegen vertraagt de reactiesnelheid. > **Tip:** De moleculaire verklaring van de reactiesnelheid berust op de botsingstheorie en de theorie van de overgangstoestand. #### 1.1.2 Reactiesnelheidsvergelijking De reactiesnelheid is vaak evenredig met de concentraties van de reactanten, verheven tot een bepaalde macht. Dit wordt uitgedrukt in een reactiesnelheidsvergelijking: $$ \text{Snelheid} = k \cdot [\text{A}]^x \cdot [\text{B}]^y $$ Hierin is: * $k$ de snelheidsconstante. * $[\text{A}]$ en $[\text{B}]$ de concentraties van reactanten A en B. * $x$ en $y$ de reactieordes ten opzichte van A en B. De totale orde van de reactie is $x + y$. #### 1.1.3 Verandering van de concentratie met de tijd De manier waarop de concentratie van een reactant verandert met de tijd hangt af van de orde van de reactie: * **Nulde-orde reactie:** De concentratie neemt lineair af met de tijd. De halfwaardetijd is evenredig met de beginconcentratie. * **Eerste-orde reactie:** De natuurlijke logaritme van de concentratie neemt lineair af met de tijd. De halfwaardetijd is onafhankelijk van de beginconcentratie. $$ \ln[\text{A}]_t = \ln[\text{A}]_0 - kt $$ * **Tweede-orde reactie:** Het omgekeerde van de concentratie neemt lineair toe met de tijd. De halfwaardetijd is omgekeerd evenredig met de beginconcentratie. $$ \frac{1}{[\text{A}]_t} = \frac{1}{[\text{A}]_0} + kt $$ ### 1.2 Moleculaire verklaring van de reactiesnelheid #### 1.2.1 Botsingstheorie Voor een reactie om plaats te vinden, moeten moleculen botsen. Niet elke botsing leidt echter tot een reactie. Een effectieve botsing vereist: * **Voldoende kinetische energie:** De moleculen moeten genoeg kinetische energie hebben om de afstotende krachten te overwinnen en de bindingen te verzwakken of te verbreken. Dit wordt de activeringsenergie ($E_a$) genoemd. * **Juiste oriëntatie:** De moleculen moeten zodanig botsen dat de reactieve delen van de moleculen elkaar raken. #### 1.2.2 Theorie van de overgangstoestand Bij een botsing wordt een kortstondig, hoogenergetisch intermediair gevormd, het geactiveerde complex. Dit complex kan terugvallen naar de oorspronkelijke reactanten of uiteenvallen in de producten. $$ \text{Reactanten} \rightleftharpoons [\text{Geactiveerd complex}]^\ddagger \rightarrow \text{Producten} $$ De energie die nodig is om dit geactiveerde complex te vormen, is de activeringsenergie ($E_a$). De energieverandering van de reactie ($\Delta H$) is het verschil tussen de activeringsenergie voor het vormen van producten en de activeringsenergie voor het vormen van reactanten. $$ \Delta H = E_a(\text{vorming producten}) - E_a(\text{vorming reactanten}) $$ ### 1.3 Invloed van de temperatuur op de reactiesnelheid De Arrheniusvergelijking beschrijft de temperatuurafhankelijkheid van de snelheidsconstante ($k$): $$ k = A \cdot e^{-E_a/RT} $$ * $A$ de pre-exponentiële factor (frequentiefactor), die evenredig is met het aantal botsingen en de waarschijnlijkheid van de juiste botsingsrichting. * $E_a$ de activeringsenergie. * $R$ de universele gasconstante. * $T$ de absolute temperatuur. Een kleine verandering in temperatuur kan een grote verandering in $k$ veroorzaken, vooral bij hogere activeringsenergieën. ### 1.4 Invloed van de katalysator op de reactiesnelheid Katalysatoren verhogen de reactiesnelheid door de activeringsenergie te verlagen. Ze veranderen de reactieroute, waardoor een pad met een lagere energiebarrière ontstaat. De katalysator komt onveranderd uit de reactie. > **Tip:** Katalysatoren versnellen reacties, maar kunnen een niet-spontane reactie niet spontaan maken. ### 1.5 Enzymen als natuurlijke katalysatoren Enzymen zijn macromoleculen die specifieke biochemische reacties katalyseren. Ze zijn zeer reactiespecifiek, wat betekent dat ze meestal slechts één of enkele specifieke substraten binden en omzetten. * **Reactiespecificiteit:** Wordt bepaald door de specifieke driedimensionale structuur van het enzym, met name de actieve site, die complementair is aan het substraat (lock-and-key model). * **Enzymatische reactie:** $$ \text{Enzym} + \text{Substraat} \rightleftharpoons [\text{Enzym-substraatcomplex}] \rightarrow \text{Enzym} + \text{Producten} $$ De binding tussen enzym en substraat mag niet te sterk zijn om de omzetting mogelijk te maken. ### 1.6 Chemische reactiekinetiek en reactie-evenwicht Chemische reacties streven naar een evenwichtstoestand, waarbij de voorwaartse en achterwaartse reactiesnelheden gelijk zijn. De ligging van het evenwicht wordt beschreven door de evenwichtsconstante ($K$). * Als de reactiequotiënt ($Q$) kleiner is dan $K$ ($Q < K$), verschuift de reactie naar rechts (richting producten). * Als $Q$ gelijk is aan $K$ ($Q = K$), is de reactie in evenwicht. * Als $Q$ groter is dan $K$ ($Q > K$), verschuift de reactie naar links (richting reactanten). De grootte van $K$ voorspelt de ligging van het evenwicht: * Grote $K$: evenwicht ligt naar rechts (veel producten). * Kleine $K$: evenwicht ligt naar links (veel reactanten). > **Tip:** Kinetiek (reactiesnelheid) bepaalt hoe snel het evenwicht wordt bereikt, terwijl thermodynamica (evenwichtsconstante) bepaalt waar het evenwicht ligt. ### 1.7 Energetische aspecten van chemische reacties * **Enthalpie ($\Delta H$)**: Beschrijft de warmte die bij een reactie wordt opgenomen of afgegeven. * $\Delta H < 0$ (exotherm): Energie wordt vrijgegeven. * $\Delta H > 0$ (endotherm): Energie wordt opgenomen. * **Entropie ($\Delta S$)**: Beschrijft de mate van wanorde of willekeur in een systeem. Systemen streven naar een toename van entropie. * **Gibbs vrije energie ($\Delta G$)**: Combineert enthalpie en entropie om de spontaneïteit van een reactie te voorspellen bij constante druk en temperatuur. $$ \Delta G = \Delta H - T \Delta S $$ * $\Delta G < 0$: Spontane reactie. * $\Delta G = 0$: Reactie is in evenwicht. * $\Delta G > 0$: Niet-spontane reactie. ### 1.8 Gibbs vrije energie en chemisch evenwicht De relatie tussen de standaard Gibbs vrije energie ($\Delta G^\circ$) en de evenwichtsconstante ($K$) is: $$ \Delta G^\circ = -RT \ln K $$ Een negatieve $\Delta G^\circ$ correspondeert met een $K > 1$ (evenwicht naar rechts), en een positieve $\Delta G^\circ$ correspondeert met een $K < 1$ (evenwicht naar links). > **Tip:** In biologische systemen wordt vaak de standaard Gibbs vrije energie bij pH 7 gebruikt ($\Delta G^{\circ \prime}$). ### 1.9 Gekoppelde reacties en nuttige arbeid Niet-spontane reacties ($\Delta G > 0$) kunnen toch plaatsvinden door ze te koppelen aan spontane reacties ($\Delta G < 0$). Een belangrijk voorbeeld hiervan is de hydrolyse van ATP tot ADP, die een aanzienlijke hoeveelheid vrije energie levert die gebruikt kan worden om andere reacties aan te drijven. $$ \text{ATP} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{ADP} + \text{Fosfaat} $$ Deze gekoppelde reacties maken biochemische processen mogelijk die anders energie-onvermijdelijk zouden zijn. Nuttige arbeid is de energie die geleverd kan worden door een systeem en die gebruikt kan worden om processen uit te voeren tegen een gradiënt in, zoals het transport van moleculen over celmembranen. --- # Elektrochemie Dit is een samenvatting van het onderwerp Elektrochemie, gericht op de pagina's 22 tot en met 24. ## 2 Elektrochemie Dit onderwerp behandelt de principes van elektrochemie, inclusief de werking van galvanische elementen, de berekening van elektrodemotiekrachten, en de relatie tussen elektrochemische processen en vrije energie, met een focus op biologische toepassingen. ### 2.1 Galvanische elementen (volta-elementen) Een galvanisch element, ook wel een volta-element genoemd, bestaat uit twee halfcellen die extern verbonden zijn via een metalen geleider en intern via een zoutbrug. In elke halfcel vindt een specifieke halfreactie plaats. * **Halfreacties:** In de ene halfcel vindt oxidatie plaats, waarbij elektronen worden geproduceerd. Deze elektronen stromen via de externe geleider naar de andere halfcel, waar reductie plaatsvindt. * **Zoutbrug:** De zoutbrug is essentieel om de ladingneutraaliteit in beide halfcellen te handhaven. Ionen uit de zoutbrug migreren naar de halfcellen om de accumulatie van lading te voorkomen. * **Anode:** De elektrode in de halfcel waar oxidatie plaatsvindt. Dit is spontaan en de bron van elektronen. De anode is negatief geladen. * **Kathode:** De elektrode in de halfcel waar reductie plaatsvindt. Deze ontvangt elektronen via de externe keten. De kathode is positief geladen. * **Elektronenstroom:** De elektronenstroom wordt veroorzaakt door het potentiaalverschil tussen de twee halfcellen. Dit potentiaalverschil maakt het mogelijk om elektrische energie te leveren voor nuttige arbeid. ### 2.2 Standaardreductiepotentiaal en elektromotorische kracht De elektromotorische kracht (EMK) van een galvanisch element is afhankelijk van de aard van de chemische reacties, de concentratie van de deelnemende deeltjes en de temperatuur. * **EMK-meting:** De EMK wordt gemeten met een potentiometer, een spanningsmeter die een tegen-EMK levert van gelijke waarde om stroomdoorgang te voorkomen. Dit maakt een nauwkeurige meting van het potentiaalverschil mogelijk. * **Standaard-waterstofelektrode:** Dit is een referentie-elektrode met een standaard reductiepotentiaal ($E°$) van 0,00 volt bij standaardomstandigheden. De waterstofelektrode bestaat uit een platinastaafje, bedekt met platinumkristallen, waar waterstofgas bij 1 bar doorheen borrelt en dat ondergedompeld is in een zure oplossing met een waterstofionenconcentratie van 1 mol/l. * **Standaardelektrodepotentiaal ($E°$):** De standaardreductiepotentiaal van een andere halfcel kan worden bepaald door deze te meten ten opzichte van de standaard-waterstofelektrode. Een hogere positieve $E°$ waarde duidt op een sterker oxiderend vermogen van de stof. Het omgekeerde van de $E°$ waarde is de standaardoxidatiepotentiaal voor de omgekeerde reactie. * **Standaard elektromotorische kracht ($E°_{cel}$):** Dit is de EMK van een cel onder standaardomstandigheden, waarbij de activiteit van alle opgeloste deeltjes 1 mol/l, gassen een partiële druk van 1 bar, en de temperatuur 25°C (298K) is. $$E°_{cel} = E°_{kathode} - E°_{anode}$$ ### 2.3 Potentiaalberekening van Nernst De vergelijking van Nernst wordt gebruikt om de EMK van een elektrochemische cel te berekenen wanneer de omstandigheden afwijken van de standaardomstandigheden. * **Nernst-vergelijking:** Deze vergelijking relateert de celpotentiaal ($E_{cel}$) aan de standaard celpotentiaal ($E°_{cel}$), de temperatuur ($T$), het aantal uitgewisselde elektronen ($n$), en het reactiequotiënt ($Q$). $$E_{cel} = E°_{cel} - \frac{RT}{nF} \ln Q$$ Voor biologische toepassingen bij 37°C (310K) wordt de vergelijking vaak vereenvoudigd: $$E_{cel} \approx E°_{cel} - \frac{60 \, \text{mV}}{n} \log Q$$ * **Reactiequotiënt ($Q$):** $Q$ wordt berekend op basis van de activiteiten (voor opgeloste stoffen en gassen) of concentraties van de reactanten en producten. De activiteiten van vaste stoffen en pure vloeistoffen worden gelijkgesteld aan 1. * **Spontane reacties:** Een reactie is spontaan als $E_{cel} > 0$, wat overeenkomt met een negatieve verandering in Gibbs vrije energie ($\Delta G < 0$). * **Evenwicht:** Bij chemisch evenwicht is $E_{cel} = 0$ en is het reactiequotiënt ($Q$) gelijk aan de evenwichtsconstante ($K$). ### 2.4 Biologische toepassingen van elektrochemie Elektrochemische principes zijn cruciaal in biologische systemen. * **Biologische concentratiecellen:** Deze cellen ontstaan door ongelijke concentraties van ionen binnen en buiten de cel, wat leidt tot een elektrisch potentiaalverschil over het celmembraan. Dit potentiaalverschil is verantwoordelijk voor processen zoals de voortplanting van zenuwimpulsen en de hartslag. * **Redoxpotentialen in mitochondriën:** De vorming van ATP tijdens de cellulaire ademhaling is gekoppeld aan een reeks redoxreacties waarbij elektronen worden getransporteerd via eiwitten zoals cytochromen. Het verschil in redoxpotentiaal tussen deze componenten drijft de ATP-synthese aan. * **Elektroforese:** Dit is een techniek waarbij elektrisch geladen deeltjes worden gescheiden onder invloed van een elektrisch veld. Het wordt gebruikt in biomedische analyses voor het bepalen van de samenstelling van eiwitmengsels, metaalionen, en organische stoffen, evenals voor DNA-analyse. De migratiesnelheid van deeltjes wordt beïnvloed door hun lading, grootte, de ionensterkte van de buffer, pH, temperatuur en viscositeit van het medium. **Tip:** Begrijp de relatie tussen $E°_{cel}$, $\Delta G°$, en de evenwichtsconstante $K$. Deze drie grootheden zijn direct aan elkaar gerelateerd en bepalen de spontaniteit en ligging van een chemische reactie. **Voorbeeld:** De Nernst-vergelijking is cruciaal voor het berekenen van de membraanpotentiaal in zenuwcellen, wat de basis vormt voor de elektrische signalering in het zenuwstelsel. --- Hier is een gedetailleerde samenvatting van Elektrochemie, gebaseerd op de verstrekte documentatie, met de focus op pagina's 25-26. Elektrochemie onderzoekt de relatie tussen chemische reacties en elektrische energie, waarbij de energiestromen tussen deze twee aspecten centraal staan. ### 2.1 Galvanische elementen (Voltaïsche cellen) Een galvanisch element, ook wel een voltaïsche cel genoemd, is een elektrochemische cel die chemische energie omzet in elektrische energie. Het bestaat uit twee halfcellen die extern zijn verbonden via een metalen geleider en intern via een zoutbrug. #### 2.1.1 Halfreacties en halfcellen In elke halfcel vindt een specifieke halfreactie plaats. * **Oxidatie:** Vindt plaats aan de anode, de elektrode van de halfcel waar de oxidatie plaatsgrijpt. Hierbij worden elektronen geproduceerd. De anode is spontaan de bron van deze elektronen en wordt als negatief geladen beschouwd. * **Reductie:** Vindt plaats aan de kathode, de elektrode van de halfcel waar de reductie plaatsgrijpt. Hierbij worden elektronen opgenomen. De kathode ontvangt elektronen via de externe keten en wordt als positief geladen beschouwd. De elektronenstroom van de anode naar de kathode is het gevolg van een potentiaalverschil tussen de twee halfcellen. Dit potentiaalverschil, ook wel de elektromotorische kracht (EMK) genoemd, kan elektrische energie leveren voor nuttige arbeid. #### 2.1.2 Zoutbrug De zoutbrug is essentieel voor het handhaven van de neutraliteit in elke halfcel. Deze bevat een elektrolytoplossing, zodat ionen kunnen migreren tussen de twee halfcellen. Dit voorkomt dat er een significant ladingsverschil ontstaat dat de reactie zou kunnen stoppen. Zonder een zoutbrug zou bijvoorbeeld de anode negatief geladen worden door de vrijkomende elektronen, terwijl de oplossing rond de anode positief geladen zou worden door de gevormde kationen, wat verdere oxidatie zou tegenwerken. #### 2.1.3 Standaardreductiepotentiaal en elektromotorische kracht (EMK) De elektromotorische kracht (EMK) van een cel is afhankelijk van de aard van de chemische reacties, de concentratie van de deelnemende deeltjes en de temperatuur. De standaardreductiepotentiaal ($E^\circ$) is een maat voor de neiging van een stof om gereduceerd te worden onder standaardomstandigheden. * **Standaardomstandigheden:** * Temperatuur: $25^\circ \text{C}$ ($298\text{ K}$) (tenzij anders vermeld). * Concentratie van opgeloste stoffen: $1\ \text{mol/L}$ (of activiteit $a=1$). * Partiële druk van gassen: $1\ \text{bar}$. * **Standaard-waterstofelektrode:** De referentie-elektrode met een standaardreductiepotentiaal ($E^\circ$) van $0,00\ \text{V}$. Deze bestaat uit een platinastaafje, waarop waterstofgas ($ \text{H}_2 $) bij $1\ \text{bar}$ borrelt, ondergedompeld in een oplossing met een $\text{H}^+$ activiteit van $1\ \text{mol/L}$. Het oxiderend vermogen van een oxidans wordt groter naarmate de $E^\circ$ positiever is. De standaard-EMK ($E^\circ_{\text{cel}}$) van een cel wordt berekend als het verschil tussen de standaardreductiepotentialen van de kathode en de anode: $$ E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{kathode}} - E^\circ_{\text{anode}} $$ Een positieve $E^\circ_{\text{cel}}$ geeft aan dat de reactie spontaan verloopt in de gedefinieerde richting. #### 2.1.4 Potentiaalberekening van Nernst Wanneer de omstandigheden niet standaard zijn, wordt de potentiaal van een halfcel of cel berekend met de vergelijking van Nernst: $$ E = E^\circ - \frac{RT}{nF} \ln Q $$ waarbij: * $E$ de celpotentiaal is onder niet-standaardomstandigheden. * $E^\circ$ de standaardcelpotentiaal is. * $R$ de universele gasconstante is ($8,314\ \text{J/mol}\cdot\text{K}$). * $T$ de temperatuur in Kelvin is. * $n$ het aantal uitgewisselde elektronen is in de redoxreactie. * $F$ de constante van Faraday is ($96485\ \text{C/mol}$). * $Q$ het reactiequotiënt is (een uitdrukking vergelijkbaar met de evenwichtsconstante, maar met de actuele concentraties/partiële drukken). Voor een reactie bij lichaamstemperatuur ($T = 310\ \text{K}$), wordt de vergelijking vaak vereenvoudigd tot: $$ E = E^\circ - \frac{0,0267\ \text{V}}{n} \ln Q $$ of met logaritmen met grondtal 10: $$ E = E^\circ - \frac{0,0592\ \text{V}}{n} \log Q $$ #### 2.1.5 Concentratiecellen Een concentratiecel is een galvanisch element waarbij beide halfcellen identiek zijn qua chemische samenstelling, maar verschillen in de concentraties van de actieve bestanddelen. De potentiaal van een concentratiecel wordt bepaald door het verschil in concentratie van ionen tussen een geconcentreerdere en een verdundere oplossing. * **Potentiaalgeneratie:** De cel zal spontaan een stroom leveren totdat de concentraties in beide halfcellen gelijk zijn. De potentiaal daalt naarmate de concentratieverschillen kleiner worden, en wordt nul wanneer de concentraties gelijk zijn (evenwicht). * **Biologische relevantie:** Veel biologische processen, zoals de voortplanting van zenuwimpulsen en de hartslag, berusten op concentratieverschillen van ionen over celmembranen. Deze concentratiegradiënten creëren elektrische potentialen die essentieel zijn voor deze functies. #### 2.1.6 Elektrochemisch evenwicht Een elektrochemische reactie bereikt evenwicht wanneer de verandering in Gibbs vrije energie ($\Delta G$) nul is. Op dit punt is de celpotentiaal ($E$) ook nul, en is de concentratie van reactanten en producten zodanig dat het reactiequotiënt ($Q$) gelijk is aan de evenwichtsconstante ($K$). Dit betekent dat de snelheid van de voorwaartse reactie gelijk is aan de snelheid van de terugwaartse reactie. ### 2.2 Elektroforese Elektroforese is een techniek die gebruikt wordt om elektrisch geladen deeltjes te scheiden op basis van hun migratiesnelheid in een elektrisch veld. #### 2.2.1 Basisprincipes Bij elektroforese worden geladen deeltjes, zoals eiwitten, DNA of ionen, blootgesteld aan een elektrisch veld. Deeltjes met een tegengestelde lading aan het aangelegde veld zullen migreren in de richting van het veld. * **Factoren die migratiesnelheid beïnvloeden:** * **Elektrisch veldsterkte:** Een sterker veld resulteert in een hogere migratiesnelheid. * **Lading van het deeltje:** Hoe groter de netto-lading van het deeltje, hoe sneller het zal migreren. * **Grootte en vorm van het deeltje:** Grotere deeltjes ondervinden meer weerstand van het medium en migreren langzamer. * **Viscositeit van het medium:** Een hogere viscositeit vermindert de migratiesnelheid. * **Ionensterkte van de buffer:** Een hogere ionensterkte kan de effectieve lading van de deeltjes verminderen door afscherming, wat de mobiliteit verlaagt. * **pH van de buffer:** De pH bepaalt de netto-lading van amfolyte deeltjes zoals eiwitten. Bij het iso-elektrisch punt (pI) is de netto-lading nul, en de migratie minimaal. * **Specifieke interacties met de matrix:** De poreuze aard van de gelmatrix waarin elektroforese vaak plaatsvindt, kan de scheiding beïnvloeden door moleculair zeven. #### 2.2.2 Toepassingen in biomedische analyses Elektroforese is een veelgebruikte techniek in de biomedische wetenschappen voor: * Bepaling van de samenstelling van eiwitmengsels. * Scheiding en analyse van metaalionen en organische moleculen. * Bepaling van het moleculair gewicht van peptiden. * DNA-fingerprinting en sequentiebepaling (in combinatie met andere technieken). ### 2.3 Zuren en basen (pH) De pH-schaal is een logaritmische schaal die de zuurgraad of basisiteit van een waterige oplossing aangeeft. #### 2.3.1 Het ionenproduct van water Zuiver water dissocieert in een kleine mate tot hydroniumionen ($\text{H}_3\text{O}^+$ of kortweg $\text{H}^+$) en hydroxideionen ($\text{OH}^-$): $$ \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{OH}^- $$ Het ionenproduct van water, $K_w$, is de evenwichtsconstante van deze reactie: $$ K_w = [\text{H}^+][\text{OH}^-] $$ Bij $25^\circ \text{C}$ is $K_w = 1,0 \times 10^{-14}$. #### 2.3.2 De pH-schaal De pH wordt gedefinieerd als de negatieve logaritme van de waterstofionenconcentratie: $$ \text{pH} = -\log[\text{H}^+] $$ Op vergelijkbare wijze wordt de pOH gedefinieerd: $$ \text{pOH} = -\log[\text{OH}^-] $$ Voor water bij $25^\circ \text{C}$ geldt de relatie: $$ \text{pH} + \text{pOH} = 14 $$ * **Zure oplossingen:** $\text{pH} < 7$ (bij $25^\circ \text{C}$) * **Neutrale oplossingen:** $\text{pH} = 7$ (bij $25^\circ \text{C}$) * **Basische oplossingen:** $\text{pH} > 7$ (bij $25^\circ \text{C}$) #### 2.3.3 Zuursterkte (pKa) Zwakke zuren dissociëren slechts gedeeltelijk in water, en hun zuursterkte wordt gekarakteriseerd door de zuurconstante ($K_a$). Een lagere $K_a$ of een hogere p$K_a$ ($-\log K_a$) indiceert een zwakker zuur. Sterke zuren daarentegen dissociëren vrijwel volledig. #### 2.3.4 Buffers Een bufferoplossing is een oplossing die de pH relatief constant houdt, zelfs bij toevoeging van kleine hoeveelheden zuur of base. Een buffer bestaat uit een zwak zuur en zijn geconjugeerde base (of een zwakke base en zijn geconjugeerde zuur) in relatief hoge concentraties. * **Werking:** Wanneer zuur wordt toegevoegd, reageert de geconjugeerde base van de buffer. Wanneer base wordt toegevoegd, reageert het zwakke zuur van de buffer. * **Henderson-Hasselbalch vergelijking:** Voor een buffer bestaande uit een zwak zuur (HA) en zijn geconjugeerde base (A$^-$), wordt de pH gegeven door: $$ \text{pH} = \text{p}K_a + \log \frac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]} $$ Deze vergelijking is cruciaal voor het berekenen van de pH van een buffer en het begrijpen van de buffercapaciteit. #### 2.3.5 Fysiologische buffers Biologische systemen maken intensief gebruik van buffers om de pH binnen nauwe grenzen te houden. Belangrijke fysiologische buffersystemen zijn onder meer: * **Hemoglobinebuffer:** Zeer belangrijk in rode bloedcellen. * **Koolzuur-carbonaatbuffer:** Cruciaal in het bloedplasma. * **Fosfaatbuffer:** Bijdrage in intracellulaire en extracellulaire vloeistoffen. * **Plasmaproteïnen:** Zoals albumine. De p$K_a$-waarden van deze buffers liggen vaak rond de fysiologische pH van ongeveer 7,4, wat hun effectiviteit maximaliseert. * **Tip:** Het begrijpen van de p$K_a$-waarden van biologische moleculen en de werking van buffers is essentieel voor het begrijpen van metabolische processen en ziektes zoals acidose en alkalose. #### 2.3.6 Acidose en alkalose * **Acidose:** Een te lage pH van het bloed (onder 7,35). Kan respiratoir (door verminderde CO$_2$-uitscheiding) of metabolisch (door bijvoorbeeld diabetes of zware inspanning) veroorzaakt worden. * **Alkalose:** Een te hoge pH van het bloed (boven 7,45). Kan respiratoir (door hyperventilatie) of metabolisch (door bijvoorbeeld hevig braken) veroorzaakt worden. Beide condities kunnen ernstige gevolgen hebben voor de lichaamsfuncties. ### 2.4 Gibbs Vrije Energie en Spontaneïteit De spontaneïteit van een chemische reactie wordt bepaald door de verandering in Gibbs vrije energie ($\Delta G$). #### 2.4.1 Gibbs vrije energieverandering ($\Delta G$) $\Delta G$ relateert de enthalpieverandering ($\Delta H$) en de entropieverandering ($\Delta S$) van een systeem bij constante temperatuur ($T$): $$ \Delta G = \Delta H - T\Delta S $$ * **$\Delta G < 0$:** De reactie is spontaan (exergonisch). * **$\Delta G = 0$:** Het systeem is in evenwicht. * **$\Delta G > 0$:** De reactie is niet-spontaan (endergonisch); de omgekeerde reactie is wel spontaan. #### 2.4.2 Standaard Gibbs vrije energie ($\Delta G^\circ$ en $\Delta G^{\circ\prime}$) * $\Delta G^\circ$ verwijst naar de standaard Gibbs vrije energieverandering onder standaardchemische omstandigheden ($298\ \text{K}$, $1\ \text{bar}$, $1\ \text{mol/L}$). * $\Delta G^{\circ\prime}$ verwijst naar de standaard Gibbs vrije energieverandering onder standaardbiologische omstandigheden ($298\ \text{K}$, $1\ \text{bar}$, pH $7$, $1\ \text{mol/L}$). #### 2.4.3 Vrije energie en chemisch evenwicht De relatie tussen $\Delta G$ en de evenwichtsconstante ($K$) is: $$ \Delta G = \Delta G^\circ + RT \ln Q $$ Bij evenwicht is $\Delta G = 0$ en $Q = K$, wat leidt tot: $$ 0 = \Delta G^\circ + RT \ln K $$ of $$ \Delta G^\circ = -RT \ln K $$ Een grote evenwichtsconstante ($K \gg 1$) correspondeert met een negatieve $\Delta G^\circ$, wat aangeeft dat de reactie spontaan naar rechts verloopt. Omgekeerd, een kleine evenwichtsconstante ($K \ll 1$) correspondeert met een positieve $\Delta G^\circ$, wat aangeeft dat de reactie niet-spontaan is in de voorwaartse richting. #### 2.4.4 Gekoppelde reacties Niet-spontane reacties (met $\Delta G > 0$) kunnen toch plaatsvinden in biologische systemen door ze te koppelen aan spontane reacties (met $\Delta G < 0$). De totale $\Delta G$ van het gekoppelde proces is de som van de $\Delta G$-waarden van de individuele reacties. De hydrolyse van ATP tot ADP is een zeer spontane reactie ($\Delta G^{\circ\prime}$ is negatief) en levert de benodigde energie om veel niet-spontane biochemische reacties mogelijk te maken. * **Voorbeeld:** De vorming van peptiden uit aminozuren is een endogene reactie die energie vereist. Deze reactie wordt gekoppeld aan de hydrolyse van ATP, waardoor de totale reactie energetisch gunstig wordt. --- # Zuren en basen en hun eigenschappen Hier is een gedetailleerde samenvatting over "Zuren en basen en hun eigenschappen". ## 3. Zuren en basen en hun eigenschappen Dit onderwerp behandelt de definities, eigenschappen, sterkte en gedrag van zuren en basen, inclusief het ionenproduct van water, pH-berekeningen en de rol van buffersystemen in biologische contexten. ### 3.1 Het ionenproduct van water en de pH-schaal Zuiver water gedraagt zich als een zwak elektrolyt en ondergaat auto-ionisatie volgens de volgende evenwichtsreactie: $$ \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{OH}^- $$ Het ionenproduct van water ($K_w$) wordt gedefinieerd als: $$ K_w = [\text{H}^+][\text{OH}^-] $$ Bij 25°C is $K_w = 1,0 \times 10^{-14}$. Dit leidt tot een neutrale pH van 7, aangezien $[\text{H}^+] = [\text{OH}^-]$. De pH-schaal wordt gebruikt om de zuurgraad van oplossingen uit te drukken: $$ \text{pH} = -\log[\text{H}^+] $$ $$ \text{pOH} = -\log[\text{OH}^-] $$ $$ \text{pK} = -\log K $$ Het verband tussen pH en pOH is: $$ \text{pH} + \text{pOH} = \text{p}K_w = 14 \quad (\text{bij } 25^\circ\text{C}) $$ * **Zure oplossingen:** $\text{pH} < 7$ en $\text{pOH} > 7$ * **Basische oplossingen:** $\text{pH} > 7$ en $\text{pOH} < 7$ * **Neutrale oplossingen:** $\text{pH} = 7$ en $\text{pOH} = 7$ ### 3.2 Zuursterkte en moleculaire structuur De intrinsieke zuursterkte van covalente verbindingen wordt bepaald door de stabiliteit van de geconjugeerde base ($X^-$) en de moleculaire structuur van de verbinding $H-X$. #### 3.2.1 Zuursterkte van covalente hydriden ($H-X$) * **Elektronegativiteit van X:** Hoe hoger de elektronegativiteit van $X$, hoe sterker de elektronenaantrekking, waardoor het $H^+$-ion gemakkelijker kan worden afgesplitst. Dit verhoogt de zuursterkte. * **Afmeting van X:** Een groter atoom $X$ heeft een grotere elektronenwolk, waardoor het gemakkelijker elektronen kan aantrekken en het $H^+$-ion kan binden. Dit verhoogt de zuursterkte. Voor elementen in dezelfde periode (horizontaal in het periodiek systeem) wordt de zuursterkte voornamelijk bepaald door de stijgende elektronegativiteit. Voor elementen in dezelfde groep (verticaal) wordt de zuursterkte voornamelijk bepaald door de toenemende afmeting. #### 3.2.2 Zuursterkte van oxozuren Bij oxozuren is het afsplitsbare $H$ gebonden aan een $O$-atoom. De zuursterkte hangt af van de elektronegativiteit en het aantal zuurstofatomen rond het centrale element. * **Elektronegativiteit van het centrale element (Z):** Een hogere elektronegativiteit van $Z$ versterkt het elektronenzuigend effect op de $O-Z$ binding, waardoor de $O-H$ binding polariseert en de $H^+$ gemakkelijker kan afsplitsen. Dit leidt tot een hogere zuursterkte. * **Aantal zuurstofatomen rond Z:** Meer zuurstofatomen rond $Z$ versterken het elektronenzuigend effect. De formele lading van $Z$ kan ook een indicator zijn; een hogere positieve formele lading op $Z$ duidt op een sterker zuur. De zuursterkte van oxozuren neemt over het algemeen toe met: 1. Stijgende elektronegativiteit van het centrale element (bv. $HOI < HOBr < HOCl$). 2. Toenemend aantal zuurstofatomen rond hetzelfde centrale element (bv. $HOClO < HOClO_2$). ### 3.3 Sterke en zwakke zuren en basen #### 3.3.1 Sterke zuren en basen Sterke zuren en basen zijn volledig geïoniseerd of gedissocieerd in waterige oplossingen. * **Sterke zuren:** Bijvoorbeeld halogeenwaterstofzuren ($HCl$, $HBr$, $HI$) en oxozuren met een aanzienlijk verschil in het aantal zuurstof- en waterstofatomen ($HNO_3$, $H_2SO_4$, $HClO_4$). De concentratie van $H^+$ ionen is gelijk aan de beginconcentratie van het sterke zuur. * **Sterke basen:** Oxiden en hydroxiden van alkalimetalen ($LiOH$, $NaOH$, $KOH$) en aardalkalimetalen ($Ca(OH)_2$, $Sr(OH)_2$, $Ba(OH)_2$). De concentratie van $OH^-$ ionen is gerelateerd aan de beginconcentratie van de sterke base. #### 3.3.2 Zwakke zuren en basen Zwakke zuren en basen zijn slechts gedeeltelijk geïoniseerd in water. Hun ionisatie wordt gekenmerkt door evenwichtsconstanten. * **Zwakke zuren:** Bijvoorbeeld fluweelwaterstofzuur ($HF$), sommige oxozuren ($HNO_2$, $HClO$, $H_3PO_4$) en organische zuren ($RCOOH$). De pH kan worden berekend met behulp van de zuurconstante ($K_a$) of $\text{p}K_a$. Een kleinere $\text{p}K_a$ duidt op een sterker zuur. * **Zwakke basen:** Bijvoorbeeld ammoniak ($NH_3$) en organische amines ($RNH_2$, $R_2NH$, $R_3N$). De pH kan worden berekend met behulp van de baseconstante ($K_b$) of $\text{p}K_b$. Een kleinere $\text{p}K_b$ duidt op een sterkere base. Het verband tussen de zuur- en baseconstanten van een geconjugeerd zuur-base paar is: $$ K_a \cdot K_b = K_w $$ $$ \text{p}K_a + \text{p}K_b = \text{p}K_w = 14 $$ ### 3.4 pH van mengsels en zoutoplossingen #### 3.4.1 Mengsels van zuren en basen * **Sterk zuur + sterk zuur:** De totale $[\text{H}^+]$ is de som van de $[\text{H}^+]$ van beide zuren. * **Sterk zuur + zwak zuur:** De $[\text{H}^+]$ van het sterke zuur domineert, dus de totale $[\text{H}^+]$ is nagenoeg gelijk aan de $[\text{H}^+]$ van het sterke zuur. * **Sterke base + zwakke base:** De $[\text{OH}^-]$ van de sterke base domineert. * **Zwak zuur + zwak zuur:** De totale $[\text{H}^+]$ wordt voornamelijk bepaald door het zuur met de hoogste $K_a$ (laagste $\text{p}K_a$). #### 3.4.2 pH van oplossingen van zouten (hydrolyse) Wanneer zouten in water oplossen, kunnen de ionen reageren met water (hydrolyse). * **Zout van sterk zuur en sterke base (bv. NaCl):** Beide ionen zijn neutrale ionen en ondergaan geen hydrolyse. De oplossing blijft neutraal ($\text{pH}=7$). * **Zout van sterk zuur en zwakke base (bv. $NH_4Cl$):** Het kation van de zwakke base reageert met water en produceert $H^+$ ionen. De oplossing wordt zwak zuur. * **Zout van zwakke zuur en sterke base (bv. $CH_3COONa$):** Het anion van het zwakke zuur reageert met water en produceert $OH^-$ ionen. De oplossing wordt zwak basisch. * **Zout van zwakke zuur en zwakke base (bv. $NH_4CH_3COO$):** Beide ionen ondergaan hydrolyse. De pH van de oplossing hangt af van de relatieve sterkte van het zwakke zuur en de zwakke base (de vergelijking van $K_a$ en $K_b$). ### 3.5 Amfolyten en buffersystemen #### 3.5.1 Amfolyten (amfotere bestanddelen) Amfolyten kunnen zich gedragen als zowel een zuur als een base. Dit komt voor bij de zouten van meerbasische zuren (bv. natriumwaterstoffosfaat, $NaH_2PO_4$). De pH van hun oplossingen wordt bepaald door de evenwichten waarbij $H^+$ betrokken is. #### 3.5.2 Bufferoplossingen Een bufferoplossing is een oplossing die de pH stabiel houdt bij toevoeging van kleine hoeveelheden zuur of base. Ze bestaan uit een mengsel van een zwak zuur en zijn geconjugeerde base (of een zwakke base en zijn geconjugeerde zuur) in relatief hoge concentraties. De pH van een bufferoplossing kan worden berekend met de Henderson-Hasselbalch vergelijking: $$ \text{pH} = \text{p}K_a + \log\left(\frac{[\text{Base}]}{[\text{Zuur}]}\right) $$ waarbij $[\text{Base}]$ de concentratie van de geconjugeerde base is en $[\text{Zuur}]$ de concentratie van het zwakke zuur. **Buffercapaciteit** is een maat voor de weerstand van een buffer tegen pH-veranderingen. De buffercapaciteit is het hoogst wanneer de concentraties van het zwakke zuur en zijn geconjugeerde base gelijk zijn (dus $\text{pH} = \text{p}K_a$). ### 3.6 Zuurtegraad en levende materie De pH-waarde is van cruciaal belang voor biologische systemen. De meeste biochemische processen vinden plaats binnen een nauw pH-bereik (typisch 6-8). * **Maagzout:** Een alkalische oplossing (bv. natriumbicarbonaat) wordt gebruikt om het overtollige maagzuur (voornamelijk $HCl$) te neutraliseren. De reactie is: $$ \text{HCO}_3^-(\text{aq}) + \text{H}_3\text{O}^+(\text{aq}) \rightleftharpoons \text{H}_2\text{O}(\text{l}) + \text{H}_2\text{CO}_3(\text{aq}) $$ Dit resulteert in de vorming van koolzuur, dat verder ontbindt in water en koolstofdioxidegas. * **Fysiologische buffers:** Belangrijke buffers in het bloed zijn het koolzuur-carbonaatbuffersysteem, fosfaatbuffers en hemoglobine. Deze buffers helpen de pH van het bloed binnen het nauwe fysiologische bereik te houden (7,35-7,45). * **Acidose:** Te lage pH in het bloed. * **Alkalose:** Te hoge pH in het bloed. * **Energielevering in cellen:** De hydrolyse van ATP tot ADP en anorganisch fosfaat is een exergonische reactie die vrije energie levert voor niet-spontane processen in de cel, zoals de vorming van peptiden. $$ \text{ATP}^{4-} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{ADP}^{3-} + \text{HPO}_4^{2-} + \text{H}^+ $$ Deze reactie is spontaan door de afstoting tussen de negatieve ladingen op ATP en de vorming van H2O en H+. * **Zuur-basegedrag van aminozuren en peptiden:** Amino zuren zijn amfolyten met zowel zure (carboxylgroep) als basische (aminegroep) eigenschappen. Ze hebben een iso-elektrisch punt (pI) waarbij ze netto neutraal zijn. Peptiden en eiwitten vertonen ook complex zuur-basegedrag afhankelijk van de aminozuursamenstelling. ### 3.7 Invloed van temperatuur en druk op oplosbaarheid * **Temperatuur:** * Voor **endotherme oplossingsprocessen** (energie wordt geabsorbeerd, bv. veel zouten lossen op), stijgt de oplosbaarheid met toenemende temperatuur. * Voor **exotherme oplossingsprocessen** (energie wordt vrijgegeven), daalt de oplosbaarheid met toenemende temperatuur. * **Druk:** * De druk heeft **weinig invloed** op de oplosbaarheid van vaste stoffen en vloeistoffen. * De oplosbaarheid van **gassen** in vloeistoffen stijgt met toenemende druk (Wet van Henry). Dit is relevant voor de duikziekte (ziekte van Caisson), waarbij gassen onder hoge druk oplossen in het bloed en bij snelle drukverlaging weer vrijkomen. ### 3.8 Complexvormers en oplosbaarheid Complexvormers kunnen de oplosbaarheid van anders onoplosbare zouten verhogen door coördinatieverbindingen te vormen met metaalionen. Dit wordt gebruikt in biologi sche systemen, bijvoorbeeld door transferrine dat metaalkationen transporteert en voorkomt dat ze neerslaan. ### 3.9 Biomedische aspecten van oplosbaarheid * **Tandsteen en nierstenen:** Vorming van onoplosbare afzettingen (bv. calciumhydroxyapatiet in tanden en botten, oxalaatverbindingen in nierstenen) wanneer de concentratie het oplosbaarheidsproduct overschrijdt. * Toevoegen van zuur kan de oplosbaarheid van calciumhydroxyapatiet verhogen (demineralisatie). * Toevoegen van fluoride kan de vorming van fluorapatiet bevorderen, wat de tanden beschermt. * **Beendergestel:** Een composiet van anorganisch mineraal (calciumhydroxyapatiet) en organisch collageen, wat zorgt voor sterkte en elasticiteit. De balans tussen de- en remineralisatie is cruciaal; een tekort aan remineralisatie kan leiden tot osteoporose. * **Vorming van micellen:** Organische moleculen met zowel hydrofobe als hydrofiele delen (bv. vetten, detergentia) kunnen micellen vormen in waterige oplossingen, waarbij de hydrofobe staarten naar binnen gericht zijn en de hydrofiele koppen naar buiten. ### 3.10 Concentratie-uitdrukkingen en oplossingen Verschillende manieren om concentraties uit te drukken zijn: * **Massaconcentratie:** in $\text{kg/m}^3$ of $\text{g/L}$. * **Massa-volume-percentage:** $\text{g/100mL}$. * **Massafractie:** massa van stof / totale massa. * **Volumefractie:** volume van stof / totaal volume. * **Stofhoeveelheidsconcentratie (Molariteit, $M$):** mol van stof / liter oplossing (mol/L). * **Molale concentratie ($m$):** mol van stof / kilogram oplosmiddel (mol/kg). * **Molfractie:** mol van stof / totale mol van alle componenten. * **PPM (parts per million) en PPB (parts per billion):** voor zeer lage concentraties. ### 3.11 Osmose en osmotische druk **Osmose** is de netto-verplaatsing van watermoleculen door een semipermeabel membraan van een gebied met een hogere waterconcentratie (lagere concentratie opgeloste stoffen) naar een gebied met een lagere waterconcentratie (hogere concentratie opgeloste stoffen). **Osmotische druk ($\pi$)** is de druk die nodig is om de doorstroming van water te stoppen. Het is evenredig met de concentratie van opgeloste deeltjes. De **wet van Van 't Hoff** beschrijft de osmotische druk: $$ \pi = i \cdot M \cdot R \cdot T $$ waarbij $i$ de Van 't Hoff factor is (aantal deeltjes na dissociatie), $M$ de molaire concentratie, $R$ de gasconstante en $T$ de temperatuur. * **Isotonische oplossing:** Dezelfde osmotische druk als de cel, geen netto waterbeweging. * **Hypertonische oplossing:** Hogere osmotische druk dan de cel; water verlaat de cel (plasmolyse). * **Hypotonische oplossing:** Lagere osmotische druk dan de cel; water gaat de cel in (hemolyse). **Dialyse** is een proces waarbij een semipermeabel membraan kleine moleculen en ionen doorlaat, maar grotere deeltjes (zoals colloïden en eiwitten) tegenhoudt. De nieren functioneren als natuurlijke dialysesystemen. ### 3.12 Elektrochemie #### 3.12.1 Galvanische cellen (Voltacellen) Galvanische cellen zetten chemische energie om in elektrische energie via spontane redoxreacties. Ze bestaan uit twee halfcellen, verbonden door een metalen geleider (voor elektronenstroom) en een zoutbrug (voor ionenmigratie om neutraliteit te bewaren). * **Anode:** Electrode waar oxidatie plaatsvindt (elektronenproducent). * **Kathode:** Electrode waar reductie plaatsvindt (elektronenontvanger). De **elektromotorische kracht (EMK)** van een cel is het potentiaalverschil tussen de elektroden en is een maat voor de drijvende kracht van de reactie. #### 3.12.2 Standaardreductiepotentialen en de Nernst-vergelijking * **Standaardreductiepotentiaal ($E^\circ$):** Het potentiaal van een halfcel ten opzichte van de standaard waterstofelektrode ($E^\circ = 0,00$ V) onder standaardomstandigheden (298 K, 1 bar, 1 M activiteit). * **Standaard elektromotorische kracht ($E^\circ_{cel}$):** Het verschil in standaardreductiepotentialen tussen de kathode en anode: $E^\circ_{cel} = E^\circ_{kathode} - E^\circ_{anode}$. * **Nernst-vergelijking:** Berekent de EMK van een halfcel of cel onder niet-standaardomstandigheden (andere concentraties of temperaturen): $$ E = E^\circ - \frac{RT}{nF} \ln Q $$ of bij 25°C: $$ E = E^\circ - \frac{0,0592}{n} \log Q $$ waarbij $Q$ het reactiequotiënt is. #### 3.12.3 Concentratiecellen en biologische toepassingen **Concentratiecellen** genereren een potentiaalverschil puur gebaseerd op verschillen in concentraties van ionen aan weerszijden van een membraan. Dit principe is fundamenteel voor: * **Rustpotentiaal en actiepotentiaal** in zenuw- en spiercellen. * **Transcellulair transport** van ionen en moleculen. De **celpotentiaal ($E_{cel}$)** wordt berekend met de Nernst-vergelijking en is gerelateerd aan de verandering in Gibbs vrije energie ($\Delta G$) via: $$ \Delta G = -nFE_{cel} $$ Een spontane reactie heeft een negatieve $\Delta G$ en een positieve $E_{cel}$. #### 3.12.4 Elektroforese **Elektroforese** is een techniek die gebruik maakt van een elektrisch veld om geladen deeltjes te scheiden op basis van hun lading, grootte en vorm. Het wordt veel gebruikt in biomedische analyses, zoals eiwitscheiding, DNA-analyse en sequencering. Factoren die de migratiesnelheid beïnvloeden: * **Elektrische veldsterkte:** Hogere veldsterkte leidt tot hogere snelheid. * **Lading van het deeltje:** Grotere netto-lading leidt tot hogere snelheid. * **Grootte en vorm van het deeltje:** Grotere deeltjes met meer weerstand migreren langzamer. * **Viscositeit van het medium:** Hogere viscositeit vermindert de snelheid. * **pH van de buffer:** Beïnvloedt de lading van deeltjes zoals eiwitten. * **Ionensterkte:** Kan de effectieve lading van deeltjes beïnvloeden. ### 3.13 Gibbs Vrije Energie en Spontaniteit De **Gibbs vrije energie ($\Delta G$)** bepaalt de spontaniteit van een proces bij constante temperatuur en druk. * $\Delta G < 0$: De reactie is spontaan (exergonisch). * $\Delta G = 0$: Het systeem is in evenwicht. * $\Delta G > 0$: De reactie is niet-spontaan (endergonisch) en vereist energie-input. De verandering in Gibbs vrije energie is gerelateerd aan de temperatuur ($T$), de verandering in enthalpie ($\Delta H$) en de verandering in entropie ($\Delta S$): $$ \Delta G = \Delta H - T\Delta S $$ * **Entropie ($S$)** is een maat voor wanorde. Een toename in wanorde ($\Delta S > 0$) draagt bij aan de spontaniteit van een proces, vooral bij hogere temperaturen. * **Enthalpie ($\Delta H$)** is de warmte die wordt opgenomen of afgegeven. Een exotherme reactie ($\Delta H < 0$) draagt bij aan spontaniteit. De relatie tussen $\Delta G$ en de evenwichtsconstante ($K$) is: $$ \Delta G^\circ = -RT \ln K $$ waarbij $\Delta G^\circ$ de standaard Gibbs vrije energie is. Een grote $K$ (>1) duidt op een evenwicht dat meer naar de producten verschoven is, wat correspondeert met een negatieve $\Delta G^\circ$. ### 3.14 Chemische kinetiek en thermodynamica * **Thermodynamica** voorspelt of een reactie kan plaatsvinden en in welke richting het evenwicht ligt (bepaald door $\Delta G$ en $K$). * **Kinetiek** bestudeert de reactiesnelheid, d.w.z. hoe snel een reactie verloopt. Een reactie kan thermodynamisch spontaan zijn, maar kinetisch extreem langzaam verlopen als de **activeringsenergie ($E_a$)** hoog is. **Katalysatoren** verlagen de activeringsenergie en versnellen daardoor de reactiesnelheid zonder het evenwicht te beïnvloeden. Enzymen zijn biologische katalysatoren. --- Dit hoofdstuk behandelt de fundamentele concepten van zuren en basen, inclusief hun definities, eigenschappen, en de pH-schaal die wordt gebruikt om hun sterkte te meten. Zuiver water gedraagt zich als een zwakke elektrolyt en ondergaat een lichte ionisatie volgens de volgende evenwichtsreactie: De evenwichtsconstante voor deze reactie, het ionenproduct van water, wordt gedefinieerd als: $$ K_w = [\text{H}_3\text{O}^+][\text{OH}^-] = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 1,0 \times 10^{-14} \quad (\text{bij } 25^\circ\text{C}) $$ De pH-schaal, die doorgaans wordt gebruikt voor verdunde oplossingen (< 1 M sterk zuur/base), kwantificeert de zuurgraad: * $ \text{pH} = -\log[\text{H}^+] $ * $ \text{pOH} = -\log[\text{OH}^-] $ * $ \text{pK} = -\log K $ * $ pK_w = \text{pH} + \text{pOH} $ * **Zure oplossingen** hebben een $ \text{pH} < 7 $ en $ \text{pOH} > 7 $. * **Basische oplossingen** hebben een $ \text{pH} > 7 $ en $ \text{pOH} < 7 $. * **Neutrale oplossingen** hebben een $ \text{pH} = 7 $ en $ \text{pOH} = 7 $. ### 3.2 Intrinsieke zuursterkte en moleculaire structuur De intrinsieke zuursterkte, gemeten in de gasfase zonder intermoleculaire interacties, wordt bepaald door de relatieve stabiliteit van de HX-verbinding en het corresponderende anion X-. #### 3.2.1 Zuursterkte van covalente hydriden (H-X) De zuursterkte van covalente hydriden (H-X) wordt beïnvloed door: * **Elektronegativiteit (EN) van X:** Een hogere EN van X trekt de bindende elektronen sterker aan, waardoor het proton (H+) gemakkelijker kan worden afgestaan, wat resulteert in een grotere zuursterkte. * **Afmeting van X:** Een groter atoom X heeft een grotere elektronenwolk die gemakkelijker kan worden gebonden, wat ook bijdraagt aan een grotere zuursterkte. Bij elementen in dezelfde periode (horizontaal in het periodiek systeem) bepaalt de stijgende elektronegativiteit de zuursterkte. Bij elementen in dezelfde groep (verticaal) bepaalt de toenemende afmeting de zuursterkte. Bij oxozuren, waar afsplitsbare waterstofatomen gebonden zijn aan zuurstofatomen, is de zuursterkte voornamelijk afhankelijk van de elektronegativiteit van het centrale element (Z) in de O-Z-O-structuur. * Bij lage EN van Z (bv. metalen) is de O-Z-binding zwak, vormt zich OH-, en de verbinding gedraagt zich basisch. * Bij hoge EN van Z (bv. niet-metalen) is de O-Z-binding sterk, wat de afsplitsing van H+ bevordert, en de verbinding gedraagt zich zuur. De zuursterkte van oxozuren neemt toe met: * **Stijgende EN van het centrale element Z:** Bijvoorbeeld, $ \text{HOI} < \text{HOBr} < \text{HOCl} $. * **Toenemend aantal zuurstofatomen rond Z:** Bij gelijke Z is de zuursterkte hoger wanneer er meer zuurstofatomen aanwezig zijn, door het elektronenzuigende effect. * $ n=0 $: zeer zwak zuur (bv. $ \text{HOCl} $) * $ n=1 $: zwak zuur (bv. $ \text{HOClO} $) * $ n=2 $: sterk zuur (bv. $ \text{HOClO}_2 $) * $ n=3 $: zeer sterk zuur (bv. $ \text{HOClO}_3 $) Andere elektronenzuigende groepen die aan Z gebonden zijn, kunnen de zuursterkte ook versterken, hoewel hun invloed afneemt met de afstand. * **Sterke zuren** zijn volledig geïoniseerd in water. Bijvoorbeeld, $ \text{HCl} $ dissocieert volledig tot $ \text{H}^+ $ en $ \text{Cl}^- $, dus $ [\text{HCl}] = [\text{H}^+] $. Voorbeelden zijn halogeenwaterstofzuren (HCl, HBr, HI) en oxozuren met een significant verschil in het aantal zuurstof- en waterstofatomen. * **Sterke basen** zijn volledig gedissocieerd in water. Bijvoorbeeld, $ \text{Ca(OH)}_2 $ dissocieert volledig tot $ \text{Ca}^{2+} $ en $ 2\text{OH}^- $, dus $ 2[\text{Ca(OH)}_2] = [\text{OH}^-] $. Voorbeelden zijn de hydroxiden van alkalimetalen en aardalkalimetalen (met uitzondering van MgO en $ \text{Mg(OH)}_2 $ wegens lage oplosbaarheid). * **Zwakke zuren** zijn slechts gedeeltelijk geïoniseerd in water. De evenwichtstoestand wordt beschreven door de zuurconstante $ K_a $. De $ \text{pH} $ van oplossingen van zwakke zuren wordt berekend met behulp van de $ K_a $ of de $ \text{p}K_a $ (waarbij een lagere $ \text{p}K_a $ duidt op een sterker zuur). * **Zwakke basen** zijn slechts gedeeltelijk gedissocieerd in water. De evenwichtstoestand wordt beschreven door de baseconstante $ K_b $. De $ \text{pH} $ van oplossingen van zwakke basen wordt berekend met behulp van de $ K_b $ of de $ \text{p}K_b $ (waarbij een lagere $ \text{p}K_b $ duidt op een sterkere base). Voor een zwak zuur en zijn geconjugeerde base geldt de relatie: $ K_a \cdot K_b = K_w $, en $ \text{p}K_a + \text{p}K_b = \text{p}K_w $. #### 3.4.1 pH van mengsels van zuren en/of basen * **Mengsel van twee sterke zuren/basen:** De totale concentratie $ [\text{H}^+] $ of $ [\text{OH}^-] $ is de som van de individuele concentraties. * **Mengsel van een sterk zuur en een zwak zuur (of sterke en zwakke base):** De sterke component domineert de $ \text{pH} $, omdat $ [\text{H}^+]_{\text{sterk}} \gg [\text{H}^+]_{\text{zwak}} $. * **Mengsel van twee zwakke zuren/basen:** De $ \text{pH} $ wordt voornamelijk bepaald door het zuur met de grootste $ K_a $ (kleinste $ \text{p}K_a $). * **Mengsel van zuren en basen:** Afhankelijk van de relatieve sterktes en concentraties, kan een neutrale, zure of basische reactie optreden. Zouten zijn sterke elektrolyten en dissociëren volledig in water. De ionen kunnen vervolgens reageren met water (hydrolyse): * **Zout van sterk zuur en sterke base (bv. NaCl):** Geen van beide ionen hydrolyseert; de oplossing blijft neutraal ($ \text{pH} = 7 $). * **Zout van sterk zuur en zwakke base (bv. $ \text{NH}_4\text{Cl} $):** Het kation (van de zwakke base) hydrolyseert, waardoor de oplossing zwak zuur wordt. * **Zout van zwakke zuur en sterke base (bv. $ \text{CH}_3\text{COONa} $):** Het anion (van het zwakke zuur) hydrolyseert, waardoor de oplossing zwak basisch wordt. * **Zout van zwakke zuur en zwakke base (bv. $ \text{NH}_4\text{CH}_3\text{COO} $):** Beide ionen hydrolyseren. De $ \text{pH} $ hangt af van de relatieve sterktes ($ K_a $ en $ K_b $) van het oorspronkelijke zuur en de oorspronkelijke base. ### 3.5 Zuurtegraad en levende materie #### 3.5.1 Amfolyten Amfolyten (of amfoteer stoffen) zijn moleculen die zowel als zuur als als base kunnen optreden. Dit is het geval bij interne mengsels van zwakke zuren en zwakke basen, zoals aminozuren (die een amine- en een carboxylgroep bezitten). Het gedrag wordt bepaald door de meest prominente evenwichtsconstante ($ K_a $ of $ K_b $). #### 3.5.2 Fosforzuur in biologische systemen Fosforzuur ($ \text{H}_3\text{PO}_4 $) is een zwak driebasisch zuur met drie dissociatiestappen: $$ \text{H}_3\text{PO}_4 \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{H}_2\text{PO}_4^- $$ $$ \text{H}_2\text{PO}_4^- \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{HPO}_4^{2-} $$ $$ \text{HPO}_4^{2-} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{PO}_4^{3-} $$ De bijbehorende zuurconstanten $ K_{a1}, K_{a2}, K_{a3} $ nemen sterk af. In biologische systemen is de $ \text{H}_2\text{PO}_4^- / \text{HPO}_4^{2-} $ buffer belangrijk, met een $ \text{p}K_a $ rond de 7,4. ATP (adenosinetrifosfaat) is de energiedrager in cellen. De hydrolyse van ATP levert vrije energie vrij die gebruikt kan worden om niet-spontane reacties te koppelen. De vrije energieverandering ($ \Delta G^{\circ'} $) voor deze reactie is negatief, wat duidt op spontaniteit. De P-O-P bindingen zijn energierijk, maar niet per se de sterkste bindingen. #### 3.5.3 Anaëroob en aeroob metabolisme * **Anaëroob metabolisme:** Vindt plaats in afwezigheid van zuurstof. Energie wordt voornamelijk verkregen via glycolyse (afbraak van glucose tot melkzuur). Deze reactie is gekoppeld aan de vorming van ATP uit ADP en fosfaat. * **Aeroob metabolisme:** Vindt plaats in aanwezigheid van zuurstof. De verbranding van glucose levert veel meer ATP op, wat aantoont dat dit proces veel efficiënter is voor energieproductie. ### 3.6 Bufferoplossingen Een bufferoplossing is een oplossing die relatief hoge concentraties van een corresponderend zuur-base paar bevat (de verhouding zuur/base ligt tussen 10/1 en 1/10) en die de $ \text{pH} $ kan handhaven bij toevoeging van kleine hoeveelheden zuur of base. #### 3.6.1 Componenten en werking Een buffer bestaat uit een zwak zuur en zijn geconjugeerde base, of een zwakke base en zijn geconjugeerde zuur. De werking berust op het principe van Le Chatelier: bij toevoeging van een sterk zuur neutraliseert de geconjugeerde base van de buffer het zuur, en bij toevoeging van een sterke base neutraliseert het zwakke zuur van de buffer de base. #### 3.6.2 Henderson-Hasselbalch vergelijking De $ \text{pH} $ van een bufferoplossing kan worden berekend met de Henderson-Hasselbalch vergelijking: $$ \text{pH} = \text{p}K_a + \log\left(\frac{[\text{geconjugeerde base}]}{[\text{zwak zuur}]}\right) $$ #### 3.6.3 Buffercapaciteit De buffercapaciteit is een maat voor de weerstand van een buffer tegen $ \text{pH} $-veranderingen. Deze wordt bepaald door de concentraties van het zuur-base paar en is het grootst wanneer de concentraties van het zwakke zuur en zijn geconjugeerde base gelijk zijn ($ \text{pH} = \text{p}K_a $). #### 3.6.4 Fysiologische buffers In biologische systemen zijn er verschillende buffersystemen die de $ \text{pH} $ van lichaamsvloeistoffen binnen nauwe grenzen houden ($ 7.35 - 7.45 $). Belangrijke fysiologische buffers zijn: * **Hemoglobinebuffer:** Zeer belangrijk vanwege de hoge concentratie hemoglobine in bloed. * **Koolzuur-carbonaatbuffer:** Bestaat uit $ \text{H}_2\text{CO}_3 $ en $ \text{HCO}_3^- $. * **Fosfaatbuffer:** Belangrijk in cellen, met een $ \text{p}K_a $ rond fysiologische $ \text{pH} $. * **Plasmaproteïnen:** Dragen bij aan de buffercapaciteit door hun protoneerbare groepen. #### 3.6.5 Acidose en alkalose * **Acidose:** Een verlaging van de bloed- $ \text{pH} $ (< 7.35). Kan respiratoir zijn (door hypoventilatie) of metabolisch (door bv. diabetes). * **Alkalose:** Een verhoging van de bloed- $ \text{pH} $ (> 7.45). Kan respiratoir zijn (door hyperventilatie) of metabolisch (door bv. overmatig braken). ### 3.7 Elektrochemie #### 3.7.1 Galvanische cellen (Voltacel) Een galvanische cel zet chemische energie om in elektrische energie via redoxreacties. De cel bestaat uit twee halfcellen, verbonden door een externe geleider en een zoutbrug. * **Anode:** Elektroden waar oxidatie plaatsvindt; bron van elektronen. * **Kathode:** Elektroden waar reductie plaatsvindt; ontvangt elektronen. De zoutbrug zorgt voor ionenmigratie om neutraliteit te bewaren. #### 3.7.2 Standaardreductiepotentialen en elektromotorische kracht (EMK) * **Standaardreductiepotentiaal ($ E^\circ $):** De potentiaal van een halfcel ten opzichte van de standaardwaterstofelektrode ($ E^\circ = 0.00 \text{ V} $). Dit geeft de neiging van een stof om te worden gereduceerd weer. * **Elektromotorische kracht (EMK):** Het potentiaalverschil tussen de twee halfcellen van een galvanische cel. $$ E_{\text{cel}} = E_{\text{kathode}} - E_{\text{anode}} $$ Voor spontane reacties is $ E_{\text{cel}} > 0 $ en $ \Delta G < 0 $. #### 3.7.3 Potentiaalberekening van Nernst De Nernst-vergelijking relateert de celpotentiaal aan de concentraties van de reactanten en producten bij niet-standaardomstandigheden: $$ E_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cel}} - \frac{RT}{nF} \ln Q $$ waar $ R $ de gasconstante is, $ T $ de temperatuur, $ n $ het aantal uitgewisselde elektronen, $ F $ de constante van Faraday, en $ Q $ het reactiequotiënt. #### 3.7.4 Biologische concentratiecellen Veel biologische processen, zoals zenuwimpulsen, berusten op concentratiecellen, waarbij ionenconcentratieverschillen over membranen een elektrisch potentiaalverschil creëren. #### 3.7.5 Redoxpotentialen in biologische systemen Redoxpotentialen spelen een cruciale rol in biochemische processen zoals elektronentransport in mitochondriën voor ATP-productie. #### 3.7.6 Elektroforese Elektroforese is een techniek waarbij elektrisch geladen deeltjes (zoals eiwitten, DNA) migreren in een elektrisch veld. Dit wordt gebruikt voor scheiding en analyse in biomedische toepassingen. De migratiesnelheid wordt beïnvloed door de netto lading van het deeltje, de ionensterkte, de $ \text{pH} $, de temperatuur en de viscositeit van het medium, evenals specifieke interacties met de matrix. --- # Oplossingen en hun eigenschappen Oplossingen zijn homogene mengsels waarvan de eigenschappen bepaald worden door de concentratie van opgeloste deeltjes en de interacties tussen deze deeltjes en het oplosmiddel. ### 4.1 Oplossingen Oplossingen zijn homogene mengsels, ongeacht de fase (gasfase: lucht, vaste stof: legering, vloeibaar: alcohol-water). #### 4.1.1 Water als oplosmiddel Water is een polair oplosmiddel vanwege de grote polariteit in de O-H binding. Dit maakt het in staat om: * **Ionen te hydrateren:** Dit gebeurt via dipool-interacties, waarbij de partieel negatieve zuurstofatomen van water zich richten naar positieve ionen (kationen) en de partieel positieve waterstofatomen zich richten naar negatieve ionen (anionen). * **Polaire stoffen op te lossen:** Stoffen met polaire functionele groepen die waterstofbruggen kunnen vormen (zoals O-H of N-H groepen) lossen goed op in water. * **Gassen op te lossen:** Hoewel minder efficiënt, kunnen gassen oplossen via dipool-geïnduceerde dipoolinteracties. #### 4.1.2 De waterstructuur De structuur van water, vooral in vaste vorm (ijs), is interessant. In ijs zijn zuurstofatomen tetraëdisch omringd door vier waterstofatomen (twee covalent gebonden en twee via waterstofbruggen). Dit creëert een open roosterstructuur met een lagere dichtheid dan vloeibaar water. Bij het smelten breekt deze tetraëdrische structuur af, waardoor watermoleculen dichter bij elkaar komen te liggen en de dichtheid toeneemt. Bij hogere temperaturen worden waterstofbruggen verder afgebroken, wat opnieuw leidt tot een ijlere structuur. De constante lichaamstemperatuur wordt mede gehandhaafd door de thermische regulatie via water. De grote hoeveelheid water in het lichaam (ongeveer 40 kg) kan veel energie opnemen voor het verbreken van waterstofbruggen en verdampen (zweten), waardoor warmte wordt afgevoerd. #### 4.1.3 Het oplosproces Het oplosproces omvat twee belangrijke energetische aspecten: 1. **Energiekost:** Het verbreken van de attractiekrachten tussen de deeltjes van de op te lossen stof (A-mol onderling) en het oplosmiddel (B-mol onderling). 2. **Energiewinst:** Het ontstaan van attractiekrachten tussen de deeltjes van de op te lossen stof en het oplosmiddel (A-B interacties). Het principe "likes dissolve likes" is hierbij cruciaal: * **Apolaire stoffen:** Deze hebben voornamelijk London-krachten tussen hun moleculen en lossen goed op in apolaire oplosmiddelen (die ook voornamelijk London-krachten hebben). Ze lossen slecht op in polaire oplosmiddelen zoals water, omdat ze geen waterstofbruggen kunnen vormen. * **Organische hydrofobe bestanddelen:** Stoffen met een hydrofobe staart en een hydrofiele kop kunnen in een waterige omgeving micellen vormen. De hydrofobe staarten wijzen naar binnen, terwijl de hydrofiele koppen naar buiten zijn gericht en interactie hebben met het water. In een hydrofobe omgeving keren de staarten naar buiten en de koppen naar binnen. * **Organische bestanddelen met hydroxyl- of aminogroepen:** Deze groepen kunnen waterstofbruggen vormen en lossen daardoor goed op in water. * **Netwerkkristallen:** Deze bestaan uit atomen die sterk verbonden zijn door covalente bindingen en zijn over het algemeen onoplosbaar in elk oplosmiddel. #### 4.1.4 Lichaamsvocht Het menselijk lichaam bestaat voor ongeveer 60% uit water. Dit water is verdeeld over intracellulaire vloeistof (40% van lichaamsgewicht) en extracellulaire vloeistof (20% van lichaamsgewicht, waarvan 15% interstitiële vloeistof en 5% plasma). Concentratieverschillen in ionen, met name natrium ($Na^+$) en kalium ($K^+$), tussen de intra- en extracellulaire compartimenten zijn essentieel voor biologische processen. Dit verschil in concentratie, samen met de semipermeabele celmembranen, leidt tot specifieke osmotische eigenschappen. * **Hydratatie:** Ionen reageren spontaan met watermoleculen via elektrostatische interacties. De sterkte van hydratatie neemt toe met de lading van het ion en neemt af met de grootte van het ion. Dit proces draagt bij aan de spontaniteit van het oplossen van zouten in water. De hydratatie-enthalpie, die de energie vrijgesteld tijdens de vorming van gehydrateerde ionen aangeeft, is een maat voor de hydratatiestrerkte. De hydratatiegraad is het aantal watermoleculen rond een ion. #### 4.1.5 Oplosbaarheid De **oplosbaarheidsproduct ($K_s$)** is een evenwichtsconstante die de maximale concentratie van ionen van een "onoplosbaar" zout in een verzadigde oplossing aangeeft. Hoe groter $K_s$, hoe groter de oplosbaarheid. De oplosbaarheid (S) wordt uitgedrukt in mol per liter. * **Invloed van druk en temperatuur:** * **Temperatuur:** Volgens het principe van Le Chatelier kan de invloed van temperatuur op de oplosbaarheid worden voorspeld op basis van de enthalpie van het oplosproces. Voor endotherme oplossingen zal de oplosbaarheid toenemen met stijgende temperatuur, terwijl voor exotherme oplossingen de oplosbaarheid zal dalen. * **Druk:** De druk heeft weinig invloed op de oplosbaarheid van vaste stoffen en vloeistoffen. Voor gassen geldt de **wet van Henry**: de oplosbaarheid van een gas in een vloeistof is recht evenredig met de partiële druk van het gas boven de vloeistof ($c_{gas} = Cte \cdot P_{gas}$). Dit verklaart bijvoorbeeld de Ziekte van Caisson. * **Invloed van hydrolyse en complexvormers:** De oplosbaarheid van bepaalde stoffen kan worden verhoogd door hydrolyse van ionen of door de vorming van complexen met neutrale moleculen of anionen. #### 4.1.6 Biomedische aspecten van oplosbaarheid * **Calciumhydroxyapatiet:** Dit is de belangrijkste anorganische component van tanden en botten. Zuren (bijvoorbeeld uit voeding of CO2 in bloed) kunnen de oplosbaarheid van calciumhydroxyapatiet verhogen, wat leidt tot demineralisatie. Fluoride (uit tandpasta) vormt fluorapatiet, wat de oplosbaarheid verlaagt en tanden beschermt. Het evenwicht tussen de- en remineralisatie is cruciaal voor de gezondheid van botten. Osteoblasten dragen bij aan remineralisatie, terwijl osteoclasten instaan voor demineralisatie. Complexvormers zoals EDTA en transferrine voorkomen dat metaalkationen neerslaan. * **Tandsteen en nierstenen:** Deze ontstaan wanneer het oplosbaarheidsproduct van bepaalde verbindingen (bijvoorbeeld oxalaatverbindingen voor nierstenen) op een specifieke locatie wordt overschreden. #### 4.1.7 Concentratieuitdrukkingen Verschillende manieren om de concentratie van een oplossing uit te drukken: * **Massaconcentratie:** in kg/m³ of g/l * **Massa-volume-%:** gram per 100 ml oplossing * **Massafractie:** massa van component / totale massa van oplossing * **Massa-massa-%:** massa van component / totale massa van oplossing * 100% * **Volumefractie:** volume van component / totale volume van oplossing * **Stofhoeveelheidsconcentratie (molariteit, M):** aantal mol per liter oplossing (mol/l of mol/m³) * **Molale concentratie (m):** aantal mol per kilogram oplosmiddel (mol/kg) * **Molfractie:** aantal mol van component / totale aantal mol in oplossing * **Ppm (parts per million):** 1 per 10^6 * **Ppb (parts per billion):** 1 per 10^9 ### 4.2 Osmose Osmose is de spontane verplaatsing van watermoleculen door een semipermeabel membraan van een gebied met een hogere waterconcentratie (lagere concentratie opgeloste deeltjes) naar een gebied met een lagere waterconcentratie (hogere concentratie opgeloste deeltjes). #### 4.2.1 Osmotische druk De osmotische druk ($\pi$) is de druk die nodig is om de instroom van water door het semipermeabele membraan te stoppen. Het is evenredig met de concentratie van opgeloste deeltjes. De **van 't Hoff-vergelijking** beschrijft dit verband: $\pi = iMRT$, waarbij $i$ de van 't Hoff-factor is, $M$ de molariteit, $R$ de gasconstante en $T$ de temperatuur. * **Iso-, hyper- en hypotonische oplossingen:** * **Isotonisch:** De concentratie opgeloste deeltjes is gelijk aan die in de cel. Er is geen netto waterverplaatsing. * **Hypertoon:** De concentratie opgeloste deeltjes buiten de cel is hoger dan binnen de cel. Water verplaatst zich uit de cel, wat leidt tot plasmolyse (krimpen). * **Hypotoon:** De concentratie opgeloste deeltjes buiten de cel is lager dan binnen de cel. Water verplaatst zich in de cel, wat kan leiden tot hemolyse (barsten van de cel). #### 4.2.2 Dialyse Dialyse is een proces waarbij een semipermeabel membraan oplosmiddel, ionen en kleine moleculen doorlaat, maar grotere deeltjes (zoals colloïden en eiwitten) tegenhoudt. De nieren functioneren als natuurlijke dialysemachines. Hemodialyse is een kunstmatige methode om bloed te zuiveren. #### 4.2.3 Fysiologische oplossingen Een fysiologische oplossing, zoals 0,9% NaCl-oplossing, is isotoon met bloed. Dit betekent dat de osmotische druk van de oplossing gelijk is aan die van het bloedplasma, waardoor bloedcellen niet krimpen of barsten. #### 4.2.4 Osmotische eigenschappen van elektrolytoplossingen Elektrolyten dissociëren in water tot ionen, wat leidt tot een hogere concentratie van deeltjes in de oplossing dan verwacht op basis van de oorspronkelijke concentratie van de elektrolyt. De **van 't Hoff-factor ($i$)** geeft aan hoeveel deeltjes een elektrolyt dissocieert. Bijvoorbeeld, voor NaCl is $i=2$ (Na$^+$ en Cl$^-$). Deze factor beïnvloedt colligatieve eigenschappen zoals osmotische druk. * **Osmolaliteit:** $i \cdot m$ (mol per kg oplosmiddel), onafhankelijk van temperatuur. * **Osmolariteit:** $i \cdot c$ (mol per liter oplossing), afhankelijk van temperatuur. Bij hogere concentraties van elektrolyten wijkt de gemeten osmotische waarde af van de theoretische waarde door ioneninteracties. Het **Gibbs-Donnan-evenwicht** beschrijft de diffusie van ionen over een semipermeabel membraan wanneer er geladen deeltjes aanwezig zijn die het membraan niet kunnen passeren. Dit creëert een elektrisch potentiaalverschil over het membraan. ### 4.3 Colloïden Colloïden zijn mengsels met deeltjes waarvan de afmetingen variëren van 1 tot 1000 nm. Deze deeltjes zijn te klein om met het blote oog te zien of af te filteren, maar groot genoeg om licht te verstrooien (Tyndall-effect). #### 4.3.1 Stabilisatie van colloïden Colloïden kunnen gestabiliseerd worden door: * **Elektrostatische stabilisatie:** Deeltjes absorberen ionen van eenzelfde lading, waardoor ze elkaar afstoten en niet kunnen aggregeren. * **Emulgatoren:** Stoffen met zowel een hydrofobe als een hydrofiele groep die de deeltjes stabiliseren. #### 4.3.2 Verwijderen van colloïdale deeltjes Colloïdale deeltjes kunnen worden verwijderd door coagulatie (aggregatie), wat kan worden bevorderd door opwarming of toevoeging van elektrolyten. ### 4.4 Chemische kinetiek Chemische kinetiek bestudeert de snelheid van chemische reacties en de factoren die deze snelheid beïnvloeden. #### 4.4.1 Reactiesnelheid De reactiesnelheid is evenredig met de concentratie van de reactanten en neemt toe met: * **Concentratie:** Meer moleculen leiden tot meer botsingen. * **Temperatuur:** Hogere temperaturen verhogen de kinetische energie en dus de effectiviteit van botsingen. * **Katalysatoren:** Verhogen de reactiesnelheid door de activeringsenergie te verlagen zonder zelf verbruikt te worden. #### 4.4.2 Botsingstheorie en overgangstoestandstheorie De **botsingstheorie** stelt dat moleculen moeten botsen met voldoende kinetische energie en de juiste oriëntatie om te kunnen reageren. De **overgangstoestandstheorie** introduceert het concept van een geactiveerd complex, een intermediaire toestand met een hoge potentiële energie die gevormd moet worden om de reactie te laten plaatsvinden. De **activeringsenergie ($E_a$)** is de energie die nodig is om deze geactiveerde toestand te bereiken. #### 4.4.3 Invloed van temperatuur en katalysatoren Volgens de **wet van Arrhenius**, is de reactiesnelheid (uitgedrukt door de snelheidsconstante $k$) exponentieel afhankelijk van de temperatuur en de activeringsenergie: $k = A e^{-E_a / RT}$. Een katalysator verlaagt de activeringsenergie ($E_a$), waardoor een groter fractie van de moleculen de geactiveerde toestand kan bereiken en de reactie sneller verloopt. #### 4.4.4 Enzymen Enzymen zijn biologische katalysatoren die de reactiesnelheid van biochemische reacties drastisch verhogen met hoge specificiteit. Ze binden aan hun substraat via de actieve site, wat een **"lock and key"** model volgt. De binding mag niet te sterk zijn, zodat het enzym na de reactie weer vrijkomt. #### 4.4.5 Reactie-evenwicht Chemische reacties streven naar een **evenwichtstoestand**, waarbij de snelheid van de voorwaartse en terugwaartse reactie gelijk zijn. De ligging van het evenwicht wordt bepaald door de evenwichtsconstante ($K$). * **Invloed van concentratie, druk en temperatuur:** Veranderingen in deze factoren kunnen de ligging van het evenwicht beïnvloeden volgens het principe van Le Chatelier. * **Reactiequotiënt (Q):** Vergelijking van Q met K geeft de richting van de reactie aan: * $Q < K$: Reactie verloopt naar rechts (producten worden gevormd). * $Q = K$: De reactie is in evenwicht. * $Q > K$: Reactie verloopt naar links (reactanten worden gevormd). ### 4.5 Zuren en basen Zuren en basen zijn cruciaal in biologische systemen en worden gekenmerkt door hun vermogen om protonen (H$^+$) af te staan of op te nemen. #### 4.5.1 Het ionenproduct van water In zuiver water is er een evenwicht tussen watermoleculen en gevormde hydroniumionen (H$_3$O$^+$ of H$^+$) en hydroxideionen (OH$^-$): $H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-$. Het ionenproduct van water ($K_w$) is constant bij een bepaalde temperatuur: $K_w = [H^+][OH^-] = 1.0 \times 10^{-14}$ bij 25°C. #### 4.5.2 De pH-schaal De pH-schaal kwantificeert de zuurgraad van een oplossing: * $pH = -\log[H^+]$ * $pOH = -\log[OH^-]$ * $pH + pOH = pK_w$ * **Zure oplossingen:** $pH < 7$ * **Neutrale oplossingen:** $pH = 7$ * **Basische oplossingen:** $pH > 7$ #### 4.5.3 Zuursterkte De zuursterkte van een zuur wordt uitgedrukt door de zuurconstante ($K_a$). Hoe kleiner de p$K_a$ ($pK_a = -\log K_a$), hoe sterker het zuur. * **Sterke zuren:** Ioniseren volledig in water (bv. HCl, H$_2$SO$_4$). * **Zwakke zuren:** Ioniseren slechts gedeeltelijk (bv. azijnzuur). De zuursterkte van covalente hydriden (H-X) neemt toe met de elektronegativiteit van X en de grootte van X. De zuursterkte van oxozuren hangt af van de elektronegativiteit en het aantal zuurstofatomen rond het centrale atoom. #### 4.5.4 pH van oplossingen van zouten De pH van een zoutoplossing hangt af van de hydrolyse van de ionen: * Zouten van sterke zuren en sterke basen zijn neutraal (bv. NaCl). * Zouten van zwakke zuren en sterke basen zijn basisch (anion hydrolyseert). * Zouten van sterke zuren en zwakke basen zijn zuur (kation hydrolyseert). * Zouten van zwakke zuren en zwakke basen kunnen zuur, basisch of neutraal zijn, afhankelijk van de relatieve sterkte van het zuur en de base. #### 4.5.5 Bufferoplossingen Een **bufferoplossing** bestaat uit een zwak zuur en zijn geconjugeerde base (of een zwakke base en zijn geconjugeerde zuur) in relatief hoge concentraties. Buffers weerstaan pH-veranderingen wanneer er kleine hoeveelheden zuur of base worden toegevoegd. De pH van een buffer kan worden berekend met de **Henderson-Hasselbalch vergelijking**: $pH = pK_a + \log \frac{[Base]}{[Zuur]}$. De buffercapaciteit is de mate waarin een buffer pH-veranderingen kan weerstaan en hangt af van de concentratie van de buffercomponenten. Fysiologische buffers (bv. hemoglobine, fosfaatbuffer, koolzuur-carbonaatbuffer) zijn essentieel voor het handhaven van de pH van lichaamsvloeistoffen. ### 4.6 Elektrochemie Elektrochemie bestudeert de relatie tussen chemische reacties en elektrische energie. #### 4.6.1 Galvanische elementen (Voltaïsche cellen) Een galvanisch element bestaat uit twee halfcellen waarin redoxreacties plaatsvinden. Elektronen stromen van de anode (oxidatie) naar de kathode (reductie) via een externe geleider, terwijl ionen door een zoutbrug migreren om de neutraliteit te bewaren. * **Standaardreductiepotentiaal (E°):** Een maat voor het vermogen van een stof om gereduceerd te worden ten opzichte van de standaardwaterstofelektrode ($E^\circ = 0.00$ V). Hoe positiever de $E^\circ$, hoe sterker het oxiderend vermogen. * **Elektromotorische kracht (EMK):** Het potentiaalverschil tussen de twee halfcellen, dat de drijvende kracht is voor de elektronenstroom. * **Nernst-vergelijking:** Beschrijft het potentiaal van een halfcel onder niet-standaardomstandigheden, rekening houdend met concentraties en temperaturen. #### 4.6.2 Biologische toepassingen In biologische systemen spelen elektrochemische gradienten een cruciale rol, bijvoorbeeld bij de membraanpotentiaal die essentieel is voor zenuwimpulsen en hartslag. Concentratiecellen, waarbij het potentiaalverschil wordt bepaald door concentratieverschillen, zijn fundamenteel voor deze processen. Redoxpotentialen in mitochondriën zijn betrokken bij ATP-productie. #### 4.6.3 Elektroforese Elektroforese is een techniek die gebruik maakt van een elektrisch veld om geladen deeltjes te scheiden op basis van hun mobiliteit. Factoren zoals de effectieve lading van het deeltje, de ionensterkte van het medium, de pH, de temperatuur en de viscositeit beïnvloeden de migratiesnelheid. Dit wordt gebruikt in biomedische analyses voor het scheiden van eiwitten, DNA en andere moleculen. --- ## 4. Oplossingen en hun eigenschappen Dit onderwerp behandelt de vorming, eigenschappen en toepassingen van oplossingen, met specifieke aandacht voor oplosbaarheid, concentratie-uitdrukkingen en de invloed van diverse factoren op de oplosbaarheid. ### 4.1 Oplosprocessen en oplosbaarheid #### 4.1.1 Het oplosproces Het oplosproces kan worden beschreven aan de hand van de interacties tussen de moleculen van de op te lossen stof (solutum) en het oplosmiddel. Het proces omvat het verbreken van attractiekrachten binnen de solutum en binnen het oplosmiddel, en het ontstaan van nieuwe attractiekrachten tussen de solutum- en oplosmiddelmoleculen. Oplossen vindt plaats wanneer de ontstaande attractiekrachten vergelijkbaar zijn met de te verbreken krachten, volgens het principe "likes dissolve likes". * **Energetische overwegingen:** * Het verbreken van attractiekrachten vereist energie (endotherm). * Het ontstaan van nieuwe attractiekrachten levert energie op (exotherm). * De netto energieverandering bepaalt mede de spontaniteit van het oplosproces. * **Entropische overwegingen:** * Oplossen leidt vaak tot een toename van wanorde (entropie), wat energetisch gunstig is. * Bij het oplossen van hydrofobe stoffen in water kan de vorming van een geordende "kooi" van watermoleculen rond de hydrofobe moleculen echter energetisch ongunstig zijn, waardoor de oplosbaarheid beperkt is. * **Gedrag van organische moleculen in water:** * **Hydrofobe bestanddelen** (organische moleculen zonder polaire groepen) lossen slecht op in water, omdat er geen waterstofbruggen gevormd kunnen worden. De toegenomen wanorde van de watermoleculen door de vorming van een "kooi" is entropisch ongunstig. De aggregatie van hydrofobe moleculen tot een aparte fase is energetisch gunstiger. * **Hydrofobe staarten en hydrofiele koppen** (amfifiele moleculen) vormen micellen in waterige oplossingen. De hydrofobe staarten clusteren naar binnen om interactie met water te minimaliseren, terwijl de hydrofiele koppen naar buiten gericht zijn en interactie met water aangaan. * Moleculen met voldoende hydroxyl- of aminogroepen kunnen **waterstofbruggen** vormen met water en lossen goed op. * **Netwerkkristallen** zijn opgebouwd uit atomen die via sterke covalente bindingen met elkaar verbonden zijn, waardoor ze onoplosbaar zijn in elk oplosmiddel. #### 4.1.2 Oplosbaarheid en factoren die deze beïnvloeden De oplosbaarheid van een stof is de maximale hoeveelheid van die stof die in een bepaald oplosmiddel kan oplossen bij een gegeven temperatuur en druk. * **Oplosbaarheidsproduct ($K_s$)**: Voor onoplosbare zouten die in zeer kleine mate oplossen, geldt een evenwicht tussen het vaste zout en de opgeloste ionen. Het oplosbaarheidsproduct ($K_s$) is het product van de concentraties van de opgeloste ionen in een verzadigde oplossing, verheven tot hun stoichiometrische coëfficiënten. Een grotere $K_s$ duidt op een grotere oplosbaarheid. * **Invloed van temperatuur**: * Voor endotherme oplosprocessen (waarbij energie wordt opgenomen, bv. veel zouten) neemt de oplosbaarheid toe met de temperatuur. * Voor exotherme oplosprocessen (waarbij energie wordt afgegeven, bv. gassen) neemt de oplosbaarheid af met de temperatuur. * **Invloed van druk**: * De oplosbaarheid van vaste stoffen en vloeistoffen in vloeibare oplosmiddelen wordt nauwelijks beïnvloed door druk. * De oplosbaarheid van gassen in vloeistoffen neemt toe met de druk (**Wet van Henry**): $c_{gas} = K_{H} \cdot P_{gas}$, waarbij $c_{gas}$ de concentratie van het gas is en $P_{gas}$ de partiële druk van het gas. Dit principe is relevant voor de ziekte van Caisson. * **Invloed van hydrolyse en zuurtegraad**: De aanwezigheid van zuren of basen kan de oplosbaarheid van bepaalde stoffen verhogen door ionisatie of hydrolyse. * **Invloed van complexvormers**: De vorming van coördinatiecomplexen tussen metaalionen en liganden kan de oplosbaarheid van anders onoplosbare zouten verhogen. * **Biomedische aspecten van oplosbaarheid**: * **Calciumhydroxyapatiet**: De mineralen in botten en tanden. Demineralisatie (bv. door zuur uit voeding of CO$_{2}$ in bloed) verhoogt de oplosbaarheid. Fluoridevorming (tandpasta) leidt tot fluorapatiet, wat de oplosbaarheid verlaagt en tanden beschermt. * **Tandsteen en nierstenen** ontstaan wanneer het oplosbaarheidsproduct van bepaalde verbindingen (bv. oxalaat) wordt overschreden. * **Complexvormers** zoals EDTA en transferrine spelen een rol bij het voorkomen van neerslag van metaalionen in het lichaam. #### 4.1.3 Concentratie-uitdrukkingen De concentratie van een opgeloste stof kan op verschillende manieren worden uitgedrukt: * **Massaconcentratie**: in kg/m³ of g/l. * **Massa-volume percentage**: massa van de opgeloste stof in gram per 100 ml oplossing (g/100ml). * **Massafractie**: massa van de opgeloste stof ten opzichte van de totale massa van de oplossing (ook massa-massa percentage, %). * **Volumefractie**: volume van de opgeloste stof ten opzichte van het totale volume van de oplossing (volume-volume percentage, %). * **Stofhoeveelheidsconcentratie (molariteit)**: het aantal mol van de opgeloste stof per liter oplossing (mol/l, aangeduid met $M$). Bij 25°C wordt dit ook wel de "Molariteit" genoemd. * **Molale concentratie (molaliteit)**: het aantal mol van de opgeloste stof per kilogram oplosmiddel (mol/kg, aangeduid met $m$). Deze eenheid is temperatuuronafhankelijk. * **Molfractie**: het aantal mol van een component gedeeld door de totale hoeveelheid mol van alle componenten in de oplossing. * **Parts per million (ppm)**: 1 per 10$^6$. * **Parts per billion (ppb)**: 1 per 10$^9$. ### 4.2 Osmose en osmotische eigenschappen #### 4.2.1 Osmose en osmotische druk * **Osmose**: de spontane verplaatsing van een oplosmiddel (meestal water) door een semipermeabel membraan, van een gebied met een hogere oplosmiddelconcentratie (lagere concentratie opgeloste stof) naar een gebied met een lagere oplosmiddelconcentratie (hogere concentratie opgeloste stof). * **Osmotische druk ($\pi$)**: de druk die nodig is om osmoses tegen te gaan. Het is een colligatieve eigenschap, wat betekent dat het afhankelijk is van het aantal opgeloste deeltjes, niet van hun identiteit. * **Van 't Hoff vergelijking**: $\pi = i \cdot M \cdot R \cdot T$, waarbij $i$ de Van 't Hoff factor is (het aantal deeltjes waarin een elektrolyt dissocieert), $M$ de molariteit, $R$ de gasconstante, en $T$ de temperatuur. #### 4.2.2 Toniteit en celgedrag De toniteit van een oplossing ten opzichte van een cel bepaalt de waterbeweging: * **Isotonische oplossing**: gelijke osmotische druk als het intracellulaire vocht. Geen netto waterbeweging. De cel behoudt zijn vorm. * **Hypertonische oplossing**: hogere osmotische druk dan het intracellulaire vocht. Water stroomt de cel uit, wat leidt tot **plasmolyse** (bij plantencellen) of krimp (bij dierlijke cellen). * **Hypotonische oplossing**: lagere osmotische druk dan het intracellulaire vocht. Water stroomt de cel in, wat leidt tot zwelling en eventueel **hemolyse** (lysis van rode bloedcellen). #### 4.2.3 Fysiologische oplossingen en osmotische eigenschappen van elektrolyten * **Fysiologische oplossingen**: oplossingen die isotonisch zijn met bloedplasma, om hemolyse te voorkomen. Een voorbeeld is 0,9 massa-% NaCl-oplossing. * **Elektrolyten**: stoffen die in water ioniseren en de oplossing geleidend maken. Door dissociatie produceren ze meer deeltjes dan de oorspronkelijke hoeveelheid stof. * **Van 't Hoff factor ($i$)**: geeft het aantal deeltjes aan waarin een elektrolyt dissocieert (bv. $NaCl \rightarrow Na^+ + Cl^-$, dus $i=2$). * **Osmolaliteit**: $i \cdot m$ (mol/kg oplosmiddel). * **Osmolariteit**: $i \cdot M$ (mol/l oplossing). * **Effectieve osmotische druk**: De werkelijke osmotische druk kan afwijken van de theoretische waarde door ion-ion interacties, vooral bij hogere concentraties en geladen ionen (Gibbs-Donnan evenwicht). #### 4.2.4 Dialyse Dialyse is een proces waarbij een semipermeabel membraan solventen, ionen en kleine moleculen doorlaat, maar grotere deeltjes (zoals colloïden en eiwitten) tegenhoudt. De nieren functioneren als een natuurlijk dialysesysteem. **Hemodialyse** is een kunstmatige methode om bloed te zuiveren. ### 4.3 Colloïden of colloïdale mengsels Colloïden zijn mengsels met deeltjes met afmetingen tussen 1 en 1000 nm. Ze zijn te groot om met het blote oog te zien, slaan niet neer en kunnen niet worden afgefiltreerd, maar ze verstrooien licht (Tyndall-effect). * **Stabilisatie van colloïden**: * **Elektrostatische stabilisatie**: deeltjes absorberen ionen van hetzelfde type, waardoor ze een netto lading krijgen en elkaar afstoten. * **Emulsie-stabiliserende reagentia**: amfifiele moleculen met een hydrofobe staart en een hydrofiele kop stabiliseren de colloïden door interactie met zowel de deeltjes als het oplosmiddel. * **Verwijderen van colloïdale deeltjes**: * **Coagulatie**: aggregatie van colloïdale deeltjes, wat kan worden veroorzaakt door opwarmen (verhoogde kinetische energie) of toevoegen van elektrolyten (neutralisatie van lading). ### 4.4 Zuren en basen: pH #### 4.4.1 Het ionenproduct van water en de pH-schaal * **Ionenproduct van water ($K_w$)**: Zuiver water ioniseert zwak: $H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-$. Bij 25°C is $K_w = [H^+][OH^-] = 1,0 \times 10^{-14}$. * **pH-schaal**: * $pH + pOH = 14$ (bij 25°C) * Zure oplossingen: $pH < 7$, Basische oplossingen: $pH > 7$, Neutrale oplossingen: $pH = 7$. #### 4.4.2 Zuursterkte en moleculaire structuur * **Intrinsieke zuursterkte (gasfase)**: Bepaald door de stabiliteit van de geconjugeerde base. * **Covalente hydriden (H-X)**: Zuursterkte neemt toe met toenemende elektronegativiteit van X (binnen een periode) en toenemende afmeting van X (binnen een groep). * **Oxozuren**: Zuursterkte neemt toe met de elektronegativiteit van het centrale element Z, het aantal zuurstofatomen rond Z, en de formele lading op Z. #### 4.4.3 pH van sterke en zwakke zuren/basen * **Sterke zuren en basen**: Volledig geïoniseerd/gedissocieerd in water. * Sterk zuur: $[H^+] = [zuur]$ * Sterke base: $[OH^-] = \text{stoichiometrische coëfficiënt} \times [base]$ * **Zwakke zuren en basen**: Gedeeltelijk geïoniseerd/gedissocieerd. De zuursterkte wordt gekenmerkt door de zuurconstante ($K_a$) of pKa ($pK_a = -\log K_a$). De basissterkte wordt gekenmerkt door de basisconstante ($K_b$) of pKb ($pK_b = -\log K_b$). $K_a \cdot K_b = K_w$ en $pK_a + pK_b = 14$. #### 4.4.4 pH van mengsels en hydrolyse * **Mengsels van zuren/basen**: De pH wordt bepaald door de sterkste component, tenzij het mengsel van twee zwakke zuren/basen betreft, waarbij de component met de grootste $K_a$ (kleinste $pK_a$) dominant is. * **Hydrolyse van zouten**: De ionen van zouten kunnen met water reageren, wat de pH beïnvloedt. * Zouten van sterke zuren en sterke basen zijn neutraal. * Zouten van zwakke zuren en sterke basen zijn basisch (door hydrolyse van het anion). * Zouten van sterke zuren en zwakke basen zijn zuur (door hydrolyse van het kation). #### 4.4.5 Amfolyten en fysiologische pH * **Amfolyten**: Moleculen die zowel zure als basische eigenschappen hebben (bv. aminozuren). Ze kunnen als zuur of base reageren afhankelijk van de pH van de omgeving. * **Fosforzuur in biologische systemen**: Een zwak triprotisch zuur, belangrijk in de energiemetabolisme (bv. ATP). * **Bloed-pH (7,35-7,45)**: Wordt strikt gereguleerd door buffersystemen (hemoglobine, fosfaat, carbonaat). Afwijkingen leiden tot **acidose** (lage pH) of **alkalose** (hoge pH). #### 4.4.6 Bufferoplossingen * **Componenten**: Een buffer bestaat uit een zwak zuur en zijn geconjugeerde base, of een zwakke base en zijn geconjugeerde zuur, in relatief hoge concentraties en in een bepaalde verhouding (ideaal 1:1). * **Werking**: Buffers weerstaan significante pH-veranderingen bij toevoeging van kleine hoeveelheden zuur of base, door de toegevoegde ionen te neutraliseren. * **Henderson-Hasselbalch vergelijking**: $pH = pK_a + \log \frac{[A^-]}{[HA]}$ (voor een zwak zuur/base-paar). * **Buffercapaciteit**: De mate waarin een buffer pH-veranderingen kan weerstaan, afhankelijk van de concentratie van de buffercomponenten. * **Fysiologische buffers**: Belangrijk voor het handhaven van de pH in biologische systemen. Het koolzuur-carbonaatbuffersysteem is cruciaal voor de regulatie van de bloed-pH. ### 4.5 Elektrochemie #### 4.5.1 Galvanische elementen (voltaïsche cellen) Een galvanisch element bestaat uit twee halfcellen die met elkaar verbonden zijn door een externe geleider en een zoutbrug. Elektronen stromen van de anode (oxidatie) naar de kathode (reductie), wat elektrische energie kan leveren. * **Anode**: Elektrochemische cel waar oxidatie plaatsvindt. * **Kathode**: Elektrochemische cel waar reductie plaatsvindt. * **Zoutbrug**: Zorgt voor ionenmigratie om de neutraliteit van de halfcellen te handhaven. #### 4.5.2 Potentiaalverschillen en de Nernst-vergelijking * **Standaardreductiepotentiaal ($E^0$)**: Het potentiaalverschil van een halfcel ten opzichte van de standaard-waterstofelektrode (waarbij $E^0 = 0,00$ V). * **Elektromotorische kracht (EMK)**: Het totale potentiaalverschil tussen de twee halfcellen van een galvanisch element. Het geeft de drijvende kracht voor de reactie aan. * **Nernst-vergelijking**: Beschrijft het potentiaalverschil van een cel bij niet-standaardomstandigheden (afwijkende concentraties): $E = E^0 - \frac{RT}{nF} \ln Q$. * $R$ = gasconstante, $T$ = temperatuur, $n$ = aantal uitgewisselde elektronen, $F$ = constante van Faraday, $Q$ = reactiequotiënt. * **Spontane reactie**: Een reactie is spontaan als $E > 0$ (of $∆G < 0$). Bij evenwicht is $E = 0$ en $Q = K$. #### 4.5.3 Biologische elektrochemie * **Biologische concentratiecellen**: Elektrische potentialen over celmembranen (bv. rustpotentiaal van zenuwcellen) ontstaan door ongelijke ionenconcentraties binnen en buiten de cel. * **Redoxpotentialen in biologische systemen**: Belangrijk in de energiemetabolisme (bv. elektronentransportketen in mitochondriën). Cytochromen spelen een sleutelrol. #### 4.5.4 Elektroforese Elektroforese is een techniek die gebruikmaakt van een elektrisch veld om geladen deeltjes (eiwitten, DNA, etc.) te scheiden op basis van hun lading, grootte en vorm. * **Factoren die migratie beïnvloeden**: * **Elektrische veldsterkte**: Hogere veldsterkte resulteert in hogere migratiesnelheid. * **Lading van het deeltje**: Sterkere lading leidt tot hogere snelheid. * **Grootte en vorm van het deeltje**: Grotere/complexere deeltjes bewegen langzamer. * **Viscositeit van het medium**: Hogere viscositeit vertraagt migratie. * **Ionensterkte en pH**: Beïnvloeden de lading en de afscherming van deeltjes. * **Temperatuur**: Beïnvloedt viscositeit en ionisatie. * **Matrix-interacties**: Interacties met de gelmatrix kunnen de migratie beïnvloeden. * **Iso-elektrisch punt (IEP)**: De pH waarbij een deeltje netto geen lading heeft en de mobiliteit minimaal is. ### 4.6 Chemische kinetiek en reactie-evenwicht #### 4.6.1 Reactiesnelheid en factoren die deze beïnvloeden * **Reactiesnelheid**: De snelheid waarmee reactanten worden verbruikt of producten worden gevormd. Deze is afhankelijk van: * **Concentratie van reactanten**: Hogere concentraties leiden tot meer effectieve botsingen. * **Temperatuur**: Hogere temperaturen verhogen de kinetische energie en de frequentie van effectieve botsingen. * **Katalysator**: Verlaagt de activeringsenergie ($E_a$), waardoor de reactie sneller verloopt. * **Fase van reactanten**: Gassen reageren sneller dan vloeistoffen, en vloeistoffen sneller dan vaste stoffen. * **Botsingstheorie**: Reacties treden op wanneer moleculen met voldoende kinetische energie en in de juiste oriëntatie botsen. * **Overgangstoestandstheorie**: Beschrijft de vorming van een kortstondig, energierijk complex (overgangstoestand) dat kan overgaan in producten of terugvallen in reactanten. De activeringsenergie ($E_a$) is de energiebarrière die overwonnen moet worden. #### 4.6.2 Reactie-evenwicht * **Dynamisch evenwicht**: In een reversibele reactie bereikt men een toestand waarin de voorwaartse en achterwaartse reactiesnelheden gelijk zijn. * **Evenwichtsconstante ($K$)**: Een maat voor de verhouding van producten tot reactanten bij evenwicht. * $K > 1$: Evenwicht ligt naar de productzijde. * $K < 1$: Evenwicht ligt naar de reactantzijde. * **Principe van Le Chatelier**: Als een systeem in evenwicht wordt verstoord, zal het systeem zo reageren dat de verstoring wordt geminimaliseerd. Dit geldt voor veranderingen in concentratie, druk en temperatuur. #### 4.6.3 Gibbs vrije energie en spontaneïteit * **Gibbs vrije energie ($G$)**: Een thermodynamische grootheid die de spontaneïteit van een proces bepaalt bij constante druk en temperatuur. * $∆G < 0$: Spontane reactie. * $∆G = 0$: Reactie is in evenwicht. * $∆G > 0$: Niet-spontane reactie (omgekeerde reactie is spontaan). * **Verband met evenwicht**: $∆G = ∆G^0 + RT \ln Q$, en bij evenwicht $∆G = 0$ en $Q = K$, dus $∆G^0 = -RT \ln K$. * **Biochemische standaardcondities ($∆G^{0'}$) **: Specifieke omstandigheden voor biologische reacties (pH 7). * **Gekoppelde reacties**: Niet-spontane reacties kunnen spontaan worden gemaakt door koppeling met een thermodynamisch gunstige reactie, zoals de hydrolyse van ATP. ### 4.7 Energie en thermodynamica in biologische systemen #### 4.7.1 Warmte, arbeid en energiebehoud * **Energie**: Het vermogen om arbeid te verrichten of warmte te produceren. * **Warmte ($q$)**: Energie die door temperatuurverschil overgedragen wordt, ongeordend. * **Arbeid ($w$)**: Energie die door een gerichte kracht wordt overgedragen. * **Eerste hoofdwet van de thermodynamica (Wet van behoud van energie)**: Energie kan niet worden gecreëerd of vernietigd, alleen worden omgezet van de ene vorm naar de andere. * **Enthalpie ($H$)**: Een maat voor de warmte-inhoud van een systeem. $∆H < 0$ (exotherm) geeft warmteafgifte, $∆H > 0$ (endotherm) geeft warmteopname. * **Entropie ($S$)**: Een maat voor wanorde. Systemen streven naar een toename van entropie ($∆S > 0$) voor spontane processen. #### 4.7.2 Spontaniteit en Gibbs vrije energie * **Spontaniteit**: Bepaald door de verandering in Gibbs vrije energie ($∆G = ∆H - T∆S$). Een negatieve $∆G$ geeft een spontaan proces aan. * **Bindingsenergie ($D$)**: De energie die nodig is om een binding te verbreken. #### 4.7.3 Calorimetrie en dieet * **Calorie**: Een eenheid van energie, gedefinieerd als de hoeveelheid warmte nodig om 1 gram water 1°C te verwarmen. De energie-inname via voeding (kcal) wordt gebruikt voor metabolisme en lichaamstemperatuurregulatie. ### 4.8 Oplossingen in het lichaam #### 4.8.1 Lichaamsvocht en elektrolyten Lichaamsvocht bestaat voor ongeveer 60% uit water en bevat diverse elektrolyten. De concentratieverschillen van ionen (zoals Na$^+$ en K$^+$) tussen intracellulaire en extracellulaire vloeistof zijn cruciaal voor celmembraanpotentialen en transportprocessen. #### 4.8.2 Hydratatie van ionen Ionen trekken watermoleculen aan via elektrostatische interacties, een proces dat **hydratatie** wordt genoemd. De sterkte van de hydratatie hangt af van de lading en de grootte van het ion. De hydratatie-enthalpie is de energie die vrijkomt tijdens dit proces. ### 4.9 Zuren en basen in de biologie #### 4.9.1 Zuurtegraad en levende materie De pH van biologische systemen is nauwkeurig gereguleerd en essentieel voor de functie van biomoleculen en enzymen. Afwijkingen van de normale pH kunnen leiden tot ernstige gezondheidsproblemen. #### 4.9.2 Bufferoplossingen in biologische systemen Biologische systemen maken gebruik van buffersystemen, zoals het koolzuur-carbonaatbuffersysteem en het fosfaatbuffersysteem, om de pH stabiel te houden. Hemoglobine speelt ook een belangrijke rol als buffer in bloed. #### 4.9.3 Zuur-base gedrag van aminozuren en peptiden Amino-zuren zijn amfolyten met een iso-elektrisch punt (IEP). Hun lading en oplosbaarheid zijn afhankelijk van de pH. #### 4.9.4 Energie en metabolisme: ATP en buffers * **ATP (adenosinetrifosfaat)**: De belangrijkste energiedrager in cellen. De hydrolyse van ATP levert vrije energie die gebruikt kan worden om niet-spontane biochemische reacties aan te drijven. * **Anaëroob en aëroob metabolisme**: De energieproductie verschilt significant tussen processen met en zonder zuurstof. Aëroob metabolisme is veel efficiënter in ATP-productie. --- **Tip:** Maak gebruik van de tabellen en schema's uit het document om de relaties tussen verschillende concepten te visualiseren. Begrijp de formules voor pH, $K_a$, $K_b$, $K_s$ en de Nernst-vergelijking en oefen met het toepassen ervan. Besteed extra aandacht aan de biomedische toepassingen, zoals de rol van buffers in het bloed en de implicaties van pH-veranderingen. --- # factoren die elektrokinetische potentiaal en mobiliteit beïnvloeden Hieronder vind je een gedetailleerde studiehandleiding over de factoren die de elektrokinetische potentiaal en mobiliteit beïnvloeden. ## 5 Factoren die elektrokinetische potentiaal en mobiliteit beïnvloeden De elektrokinetische potentiaal, ook wel bekend als de zètapotentiaal, is een cruciale parameter die de beweging van geladen deeltjes in een vloeistof onder invloed van een elektrisch veld bepaalt. Deze potentiaal is niet de werkelijke lading van het deeltje, maar een maat voor de effectieve lading die het migratiegedrag beïnvloedt. Verschillende factoren spelen een rol in de grootte van deze potentiaal en daarmee de mobiliteit van de deeltjes, wat essentieel is in diverse biomedische en biochemische toepassingen zoals elektroforese. ### 5.1 Elektrosmotische effecten en de elektrokinetische potentiaal #### 5.1.1 De oorsprong van de elektrokinetische potentiaal Wanneer een deeltje zich in een vloeistof bevindt en geladen is, trekt het tegengesteld geladen ionen uit de omringende oplossing aan. Dit vormt een ionenlaag rond het deeltje. Deze ionenlaag bestaat uit twee delen: een sterk gebonden laag (Helmholtz-laag) die direct aan het deeltje is gebonden, en een diffuselaag (Gouy-Chapman-laag) waarin de concentratie van tegengestelde ionen geleidelijk afneemt met toenemende afstand tot het deeltje. De elektrokinetische potentiaal (of zètapotentiaal, $\zeta$) is de potentiaal op het grensvlak tussen de vaste laag en de diffuselaag, het zogenaamde afschuifvlak. #### 5.1.2 Mobiliteit van geladen deeltjes De mobiliteit ($\mu$) van een geladen deeltje in een vloeistof onder invloed van een elektrisch veld is direct gerelateerd aan de elektrokinetische potentiaal. De mobiliteit wordt gedefinieerd als de snelheid die een deeltje per eenheid van elektrisch veldsterkte bereikt. $$ \mu = \frac{v}{E} $$ Waarbij: * $\mu$ de mobiliteit is. * $v$ de migratiesnelheid van het deeltje is. * $E$ de sterkte van het aangelegde elektrische veld is. De mobiliteit wordt beïnvloed door een combinatie van factoren, waaronder de elektrokinetische potentiaal, de viscositeit ($\eta$) van het medium en de permittiviteit ($\varepsilon$) van het medium. $$ \mu = \frac{\varepsilon \zeta}{\eta} $$ ### 5.2 Factoren die de elektrokinetische potentiaal en mobiliteit beïnvloeden Verschillende parameters van de omgeving en het deeltje zelf hebben een directe impact op de elektrokinetische potentiaal en daardoor op de mobiliteit. #### 5.2.1 Ionensterkte De ionensterkte ($I$) van de oplossing, die de totale concentratie van ionen in de oplossing weergeeft, heeft een significante invloed op de elektrokinetische potentiaal. > **Tip:** De ionensterkte wordt berekend als: $$ I = \frac{1}{2} \sum_{i} c_i z_i^2 $$ Waarbij $c_i$ de concentratie van ion $i$ is en $z_i$ de lading van ion $i$. Bij een toenemende ionensterkte neemt de dichtheid van de ionenlaag rond het geladen deeltje toe. Dit betekent dat de tegengestelde ionen het oorspronkelijke geladen deeltje sterker afschermen. Hierdoor neemt de effectieve lading af, daalt de elektrokinetische potentiaal en dus ook de mobiliteit. #### 5.2.2 pH De pH van het medium beïnvloedt de dissociatietoestand van geladen groepen op het oppervlak van het deeltje en de ionisatiegraad van de omringende moleculen. Zuur-base fenomenen die de dissociatie van functionele groepen bevorderen, zullen over het algemeen ook de mobiliteit verhogen. * **Iso-elektrisch punt (IEP):** Voor amfotere moleculen, zoals eiwitten, bestaat er een specifieke pH-waarde, het iso-elektrisch punt, waarbij de netto lading van het molecuul nul is. Rond dit punt is de mobiliteit van het molecuul minimaal. Verder van het IEP, zowel bij lagere (zure) als hogere (basische) pH-waarden, krijgt het deeltje een netto lading en neemt de mobiliteit toe. * **Versterking van zuursterkte:** Groepen die sterk elektronegatief zijn of zich in een omgeving bevinden met een hoge elektronegativiteit, zullen makkelijker een proton afstaan. Dit verhoogt de concentratie van geladen deeltjes en daarmee de mobiliteit. #### 5.2.3 Temperatuur en viscositeit De temperatuur van het medium heeft een tweeledige invloed: 1. **Invloed op ionisatie-evenwicht:** De ligging van ionisatie-evenwichten is temperatuurafhankelijk. Voor endotherme deprotoneringsreacties zal een hogere temperatuur leiden tot een toename van het aantal geladen deeltjes, wat de mobiliteit verhoogt. 2. **Invloed op viscositeit:** De viscositeit van vloeistoffen neemt af bij hogere temperaturen. Aangezien mobiliteit omgekeerd evenredig is met viscositeit, zal een hogere temperatuur leiden tot een grotere mobiliteit. De warmte die vrijkomt door de stroomdoorgang tijdens elektroforese moet afgevoerd worden om de temperatuur constant te houden en de mobiliteit te controleren. #### 5.2.4 Hydratatie en adsorptie * **Hydratatie:** Geladen ionen worden omgeven door een mantel van watermoleculen. Deze hydratatiemantel vergroot de effectieve afmeting van het deeltje. De mate van hydratatie is afhankelijk van de ladingdichtheid van het ion; ionen met een hogere ladingdichtheid (kleiner formaat en hogere lading) hydrateren sterker en gedragen zich dus als grotere deeltjes. * **Afscherming door adsorptie:** Aan het oppervlak van geladen deeltjes kunnen ionen met een tegengestelde lading adsorberen. Deze geadsorbeerde ladingen werken als een extra afscherming, verminderen de effectieve lading en dus de elektrokinetische potentiaal en mobiliteit. Dit effect is vergelijkbaar met de invloed van de ionensterkte, maar dan specifiek aan het oppervlak van het deeltje. #### 5.2.5 Specifieke interacties met de matrix In technieken zoals gel-elektroforese, waar deeltjes door een poreuze matrix migreren, spelen specifieke interacties met de matrix een rol. * **Poriëngrootte:** De effectieve poriëngrootte van de matrix (bijvoorbeeld een gel) kan de migratiesnelheid beïnvloeden. Grotere deeltjes kunnen langzamer bewegen door kleinere poriën, terwijl kleinere deeltjes de poriën makkelijker passeren. * **Functionele groepen:** De matrix kan functionele groepen bevatten die specifieke interacties aangaan met de te scheiden deeltjes. Deze interacties kunnen de migratiesnelheid vertragen of versnellen, afhankelijk van de aard van de interactie. #### 5.2.6 Elektro-osmose Elektro-osmose ($v_{EO}$) is een convectief fenomeen dat optreedt wanneer een vloeistof langs een geladen oppervlak stroomt onder invloed van een elektrisch veld. Dit gebeurt bijvoorbeeld in de wanden van de elektroforese-container. De interactie van de vloeistof met de geladen wand creëert een beweging van de vloeistof zelf, die de migratie van de deeltjes kan beïnvloeden, meestal door deze te vertragen. Het is een elektrisch gedreven convectie die optreedt door de interactie tussen de geladen wand en de ionenlaag in de vloeistof. #### 5.2.7 Theoretische migratie versus reële migratie De feitelijke migratie van een deeltje in een elektroforese-experiment is het resultaat van verschillende factoren die elkaar beïnvloeden: * **Theoretische elektroforetische migratie ($v_{theoretisch}$):** De migratie puur gebaseerd op de lading en omgevingsfactoren van het deeltje. * **Diffusie ($v_{diffusie}$):** Door de Brownse beweging van de deeltjes wordt de migrerende zone breder, wat de effectieve snelheid kan verminderen. Dit is een gevolg van het tegengaan van de concentratiegradiënt. * **Convectie ($v_{convectie}$):** Langzame vervorming van het elektroforesespoor door stromingen in de vloeistof. * **Elektro-osmose ($v_{EO}$):** Zoals hierboven beschreven, de beweging van de vloeistof zelf langs de geladen containerwand. De netto migratiesnelheid is een combinatie van deze effecten. Experimentele opstellingen proberen diffusie en convectie te minimaliseren door bijvoorbeeld gekoelde matrices en buffers te gebruiken. --- Dit hoofdstuk behandelt de factoren die de elektrokinetische potentiaal en mobiliteit beïnvloeden, en die essentieel zijn voor het begrijpen van colloïdale systemen en scheidingsmethoden zoals elektroforese. ## 5. Factoren die elektrokinetische potentiaal en mobiliteit beïnvloeden De elektrokinetische potentiaal, ook wel bekend als de zètapotentiaal, is een maat voor de effectieve lading van een deeltje in oplossing, die bepaalt hoe gemakkelijk het beweegt in een elektrisch veld. De mobiliteit is de snelheid waarmee een geladen deeltje beweegt per eenheid van elektrisch veldsterkte. ### 5.1 Elektroforese: basisprincipes Elektroforese is een techniek waarbij elektrisch geladen deeltjes bewegen onder invloed van een elektrisch veld. Dit proces wordt gebruikt in biomedische analyses om de samenstelling van mengsels, zoals eiwitten, metaalionen en organische stoffen, te bepalen. Het kan ook worden ingezet voor de bepaling van moleculair gewicht van peptiden, DNA-fingerprinting en het sequencen van genetisch materiaal. #### 5.1.1 Elektrische variabelen De doorgang van elektrische stroom, aangeduid met $I$, wekt een elektrisch veld op waarin een geladen deeltje $Q$ een migratiesnelheid $v$ heeft. De mobiliteit $\mu$ wordt gedefinieerd als de snelheid per eenheid van veldsterkte: waarbij $E$ de elektrische veldsterkte is. De mobiliteit wordt beïnvloed door factoren zoals de ionensterkte, pH, temperatuur en viscositeit van het medium, evenals specifieke interacties met de matrix en het iso-elektrisch punt van het deeltje. > **Tip:** De migratiesnelheid van deeltjes tijdens elektroforese wordt beïnvloed door een combinatie van theoretische elektroforetische migratie, diffusie, convectie en elektro-osmose. Verschillende factoren spelen een cruciale rol bij het bepalen van de elektrokinetische potentiaal en de daaruit voortvloeiende mobiliteit van deeltjes in een oplossing. De ionensterkte $I$ van een oplossing heeft een significante invloed op de elektrokinetische potentiaal en mobiliteit. Bij toenemende ionensterkte neemt het aantal positief geladen tegenionen rond een negatief geladen deeltje toe. Dit leidt tot een grotere afscherming van de oorspronkelijke lading, waardoor de effectieve lading daalt en de elektrokinetische potentiaal en mobiliteit afnemen. pH-waarden beïnvloeden de dissociatie van zure en basische groepen op deeltjes, wat direct invloed heeft op hun netto-lading. Zuur-base fenomenen die de dissociatie bevorderen, leiden tot een hogere mobiliteit. Het iso-elektrisch punt van een eiwit, de pH waarbij de netto-lading nul is, is hierbij bijzonder relevant, aangezien de mobiliteit dan minimaal is. > **Voorbeeld:** Bij een eiwit dat bij lage pH positief geladen is en bij hoge pH negatief geladen, zal de mobiliteit maximaal zijn bij pH-waarden ver verwijderd van het iso-elektrisch punt en minimaal bij het iso-elektrisch punt zelf. De temperatuur beïnvloedt het ionisatie-evenwicht van deeltjes. Bij endotherme deprotonering zal een toename van de temperatuur leiden tot een toename van het aantal geladen deeltjes, wat resulteert in een hogere mobiliteit. Daarnaast heeft temperatuur invloed op de viscositeit van het medium; een hogere temperatuur verlaagt de viscositeit, wat de mobiliteit verder kan verhogen. De stroomdoorgang tijdens elektroforese kan ook warmteontwikkeling veroorzaken, wat actief afgevoerd moet worden om de temperatuur en daarmee de mobiliteit te reguleren. #### 5.2.4 Specifieke interacties met de matrix Naast de elektrische eigenschappen kunnen deeltjes ook interageren met de matrix waarin de elektroforese plaatsvindt. Dit kan variëren van het diffunderen door poriën van een bepaalde diameter tot specifieke interacties met functionele groepen van de matrix. Deze interacties kunnen de migratiesnelheid beïnvloeden, soms zelfs meer dan de intrinsieke mobiliteit van het deeltje zelf. #### 5.2.5 Elektro-osmose Elektro-osmose is een elektrisch gedreven convectief fenomeen dat ontstaat door de interactie tussen de vloeistof en de geladen wand van de elektroforesecontainer. Dit fenomeen kan de migratiesnelheid van deeltjes aanzienlijk beïnvloeden en wordt vaak gereguleerd door de keuze van de buffer en de samenstelling van de matrix. #### 5.2.6 Hydratatie en afscherming De aanwezigheid van een watermantel rond geladen deeltjes (hydratatie) en de adsorptie van tegengestelde ladingen aan het oppervlak (afscherming) verminderen de effectieve lading van het deeltje. Dit heeft een directe impact op de elektrokinetische potentiaal en mobieliteit, doordat de kracht die op omringende vloeistofmoleculen wordt uitgeoefend afneemt. De elektrokinetische potentiaal is dus een complexe grootheid die afhangt van diverse factoren, waaronder de intrinsieke eigenschappen van het deeltje (lading, grootte) en de omstandigheden van het medium (ionensterkte, pH, temperatuur, viscositeit). --- ## Veelgemaakte fouten om te vermijden - Bestudeer alle onderwerpen grondig voor examens - Let op formules en belangrijke definities - Oefen met de voorbeelden in elke sectie - Memoriseer niet zonder de onderliggende concepten te begrijpen

| Term | Definition | |------|------------| | Reactiesnelheid | De mate waarin de concentratie van reagentia afneemt of de concentratie van reactieproducten toeneemt per tijdseenheid. | | Botsingstheorie | Een theorie die stelt dat moleculen moeten botsen met voldoende kinetische energie en in de juiste oriëntatie om te kunnen reageren. | | Activeringsenergie ($E_a$) | De minimale hoeveelheid energie die nodig is om een reactie te laten plaatsvinden, vaak geassocieerd met de vorming van een overgangstoestand. | | Overgangstoestand | Een kortstondige, hoog-energetische configuratie van moleculen die ontstaat tijdens een chemische reactie, voordat deze uiteenvalt in reactieproducten. | | Reactiemechanisme | De gedetailleerde reeks elementaire stappen waaruit een chemische reactie is opgebouwd. | | Orde van reactie | De exponent in de snelheidsvergelijking die aangeeft hoe de reactiesnelheid afhangt van de concentratie van een specifieke reactant. De totale orde is de som van de individuele orden. | | Halfwaardetijd ($t_{1/2}$) | De tijd die nodig is om de concentratie van een reactant te halveren. De relatie met de beginconcentratie hangt af van de orde van de reactie. | | Katalysator | Een stof die de reactiesnelheid verhoogt zonder zelf permanent te worden verbruikt in de reactie, meestal door de activeringsenergie te verlagen. | | Enzym | Een biologische macromoleculaire katalysator die specifieke biochemische reacties versnelt door de activeringsenergie te verlagen. | | Substraat | Het molecuul waarop een enzym inwerkt tijdens een biochemische reactie. | | Lock and Key model | Een model dat de specificiteit van enzymen verklaart, waarbij het substraat (sleutel) perfect past in de actieve site van het enzym (slot). | | Evenwichtsconstante ($K$) | Een waarde die de relatieve concentraties van producten en reagentia bij evenwicht aangeeft voor een omkeerbare reactie. | | Galvanisch element (Voltacel) | Een elektrochemische cel die bestaat uit twee halfcellen, extern verbonden via een metalen geleider en intern via een zoutbrug. In elke halfcel vindt een specifieke halfreactie plaats, waarbij elektronen worden geproduceerd door oxidatie aan de anode en verbruikt door reductie aan de kathode. De zoutbrug zorgt voor ionenmigratie om neutraliteit te handhaven. | | Halfcel | Een deel van een galvanisch element waarin een enkele halfreactie (oxidatie of reductie) plaatsvindt. De twee halfcellen zijn verbonden om een gesloten circuit te vormen voor elektronen- en ionenverplaatsing. | | Oxidatie | Het proces waarbij een atoom, molecuul of ion elektronen verliest. Dit vindt plaats aan de anode van een galvanisch element. | | Reductie | Het proces waarbij een atoom, molecuul of ion elektronen opneemt. Dit vindt plaats aan de kathode van een galvanisch element. | | Anode | De elektrode in een halfcel waar oxidatie plaatsvindt. Het is de bron van elektronen en is negatief geladen in een galvanisch element. | | Kathode | De elektrode in een halfcel waar reductie plaatsvindt. Het ontvangt elektronen via de externe keten en is positief geladen in een galvanisch element. | | Zoutbrug | Een verbinding die twee halfcellen van een galvanisch element met elkaar verbindt en ionenmigratie mogelijk maakt. Dit zorgt ervoor dat de oplossingen in beide halfcellen elektrisch neutraal blijven, waardoor de reactie kan doorgaan. | | Elektromotorische kracht (EMK) | Het potentiaalverschil tussen de twee halfcellen van een galvanisch element. Dit potentiaalverschil drijft de elektronenstroom door de externe geleider en is afhankelijk van de aard van de reacties, de concentratie van de deeltjes en de temperatuur. | | Standaardreductiepotentiaal ($E^\circ$) | Het reductiepotentiaal van een halfcel onder standaardomstandigheden (25°C, 1 bar druk voor gassen, 1 mol/l activiteit voor opgeloste stoffen). Het wordt gemeten ten opzichte van de standaardwaterstofelektrode, die een potentiaal van 0,00V heeft. | | Standaardwaterstofelektrode | Een referentie-elektrode die bestaat uit een platina staafje waarop waterstofgas (H$_2$) borrelt bij 1 bar druk, ondergedompeld in een zure oplossing met een H$^+$ ionenactiviteit van 1 mol/l. De standaardreductiepotentiaal is per definitie 0,00V. | | Standaard elektromotorische kracht ($E^\circ_{\text{cel}}$) | De elektromotorische kracht van een galvanisch element wanneer alle reactanten en producten aanwezig zijn in hun standaardtoestand (activiteit van 1 voor opgeloste stoffen en gassen bij 1 bar). | | Vergelijking van Nernst | Een vergelijking die het verband beschrijft tussen het elektrodepotentiaal van een halfcel (of de celpotentiaal) en de concentraties van de reactanten en producten onder niet-standaardomstandigheden. De formule is $E = E^\circ - \frac{RT}{nF} \ln Q$, waarbij $Q$ het reactiequotiënt is. | | Term | Definitie | | Zuur | Een stof die in water H+ ionen kan afstaan. Sterke zuren ioniseren volledig in water, terwijl zwakke zuren slechts gedeeltelijk ioniseren. | | Base | Een stof die in water OH- ionen kan afstaan of H+ ionen kan opnemen. Sterke basen dissociëren volledig in water, zwakke basen slechts gedeeltelijk. | | pH | Een maat voor de zuurgraad van een oplossing, gedefinieerd als de negatieve logaritme van de waterstofionenconcentratie ($pH = -\log[H^+]$). Een pH lager dan 7 is zuur, hoger dan 7 is basisch, en precies 7 is neutraal. | | Ionenproduct van water ($K_w$) | De evenwichtsconstante voor de zelfionisatie van water, gedefinieerd als het product van de concentraties van waterstofionen en hydroxideionen ($K_w = [H_3O^+][OH^-]$). Bij 25°C is $K_w = 1,0 \times 10^{-14}$. | | Sterk zuur | Een zuur dat in water vrijwel volledig ioniseert, waardoor de concentratie van waterstofionen gelijk is aan de oorspronkelijke concentratie van het zuur. Voorbeelden zijn HCl, HBr, HI, HNO3 en H2SO4. | | Zwak zuur | Een zuur dat in water slechts gedeeltelijk ioniseert, waarbij een evenwicht ontstaat tussen het ongeïoniseerde zuur en zijn ionen. De zuursterkte wordt gekenmerkt door de zuurconstante ($K_a$). | | Sterke base | Een base die in water vrijwel volledig dissocieert of ioniseert, waardoor de concentratie van hydroxideionen hoog is. Voorbeelden zijn de hydroxiden van alkalimetalen zoals NaOH en KOH. | | Zwakke base | Een base die in water slechts gedeeltelijk dissocieert of ioniseert, waarbij een evenwicht ontstaat tussen de ongeïoniseerde base en zijn ionen. De basischheid wordt gekenmerkt door de baseconstante ($K_b$). | | Zuursterkte | De intrinsieke neiging van een stof om protonen af te staan. Dit wordt beïnvloed door factoren zoals de elektronegativiteit van het centrale atoom en de afmeting van het atoom in covalente hydriden, en door de elektronegativiteit van het centrale element en het aantal zuurstofatomen in oxozuren. | | Oxozuur | Een zuur dat een waterstofatoom bevat dat gebonden is aan een zuurstofatoom, dat op zijn beurt gebonden is aan een centraal element. De zuursterkte hangt af van de elektronegativiteit van het centrale element en het aantal zuurstofatomen. | | Hydrolyse | Een reactie waarbij een ion reageert met water, wat kan leiden tot een verandering in de pH van de oplossing. Bijvoorbeeld, een anion van een zwak zuur kan waterstofionen opnemen, waardoor de oplossing basisch wordt. | | Bufferoplossing | Een oplossing die bestaat uit een zwak zuur en zijn geconjugeerde base (of een zwakke base en zijn geconjugeerde zuur) in relatief hoge concentraties. Buffers kunnen grote hoeveelheden zuur of base neutraliseren zonder significante pH-verandering. | | Oplossing | Een homogeen mengsel van twee of meer stoffen, ongeacht de fase waarin het zich bevindt (gasvormig, vast of vloeibaar). | | Oplosmiddel | De component in een oplossing die in de grootste hoeveelheid aanwezig is en waarin de andere componenten (soluten) zijn opgelost. | | Opgeloste stof (soluut) | Een stof die is opgelost in een oplosmiddel om een oplossing te vormen. | | Hydratatie | Het spontane proces waarbij ionen reageren met watermoleculen door middel van elektrostatische interacties, wat leidt tot de vorming van gehydrateerde ionen en het uiteenvallen van zouten. | | Hydratatie-enthalpie | Een maat voor de sterkte van hydratatie, die de energie aangeeft die vrijkomt bij de vorming van gehydrateerde ionen. Een negatieve enthalpie duidt op een exotherm proces. | | Hydratatiegraad | Het aantal watermoleculen dat zich rond een ion bevindt in een gehydrateerd ion. | | Oplosbaarheid | De maximale hoeveelheid van een stof die kan oplossen in een gegeven hoeveelheid oplosmiddel bij een specifieke temperatuur en druk. | | Oplosbaarheidsproduct ($K_s$) | Het product van de concentraties van de ionen in een verzadigde oplossing van een slecht oplosbaar zout, waarbij elke concentratie wordt verheven tot de macht van zijn coëfficiënt in de evenwichtsvergelijking. | | Oplosbaarheid ($S$) | De hoeveelheid mol van een stof die oplost per liter oplossing in een verzadigde oplossing. | | Wet van Henry | Stelt dat bij verdunde oplossingen en lage drukken, de oplosbaarheid van een gas in een vloeistof recht evenredig is met de partiële druk van het gas boven de vloeistof ($c_{\text{gas}} = C \cdot P_{\text{gas}}$). | | Complexvormer | Een stof die coördinatieverbindingen kan vormen met metaalionen, waardoor de oplosbaarheid van anders onoplosbare zouten kan worden verhoogd. | | Elektrokinetische potentiaal (Zètapotentiaal) | Een maat voor de effectieve lading van een deeltje, zoals die de beweeglijkheid van het deeltje in een oplossing beïnvloedt. Deze potentiaal neemt exponentieel af vanaf het oppervlak van het deeltje naar de oplossing toe. | | Mobiliteit | De snelheid waarmee een geladen deeltje zich verplaatst onder invloed van een elektrisch veld, gedeeld door de sterkte van dat veld. De mobiliteit wordt beïnvloed door factoren zoals ionensterkte, pH, temperatuur en viscositeit van het medium. | | Ionensterkte | De totale concentratie van alle ionen in een oplossing. Een hogere ionensterkte leidt tot een afname van de elektrokinetische potentiaal en dus ook van de mobiliteit van deeltjes. | | Temperatuur | Heeft invloed op de ligging van ionisatie-evenwichten; bij endotherme deprotonering neemt de temperatuur toe, wat leidt tot een toename van geladen deeltjes en dus een hogere mobiliteit. | | Viscositeit | De weerstand van een vloeistof tegen stroming. Bij stijgende temperatuur daalt de viscositeit, wat resulteert in een grote toename van de mobiliteit van deeltjes. | | Elektro-osmose (EO) | Een elektrisch gedreven convectief fenomeen dat ontstaat door de interactie tussen de vloeistof en de wand van een geladen container. Dit fenomeen kan de migratiesnelheid van deeltjes verlagen. | | Afscherming | De adsorptie van tegengestelde ladingen aan het oppervlak van een deeltje, wat de effectieve lading van het deeltje vermindert en de mobiliteit beïnvloedt. | | Adsorptie | Het proces waarbij moleculen of ionen zich hechten aan het oppervlak van een vaste stof of vloeistof. In de context van elektrokinetiek kan adsorptie van tegengestelde ladingen de effectieve lading van een deeltje verminderen. | | Afschuifvlak (Shear plane) | Het denkbeeldige vlak tussen een deeltje en de omringende vloeistof, waar de vloeistofmoleculen niet meer meebewegen met het deeltje. De elektrokinetische potentiaal wordt gemeten op dit vlak. |