De theorie van Brønsted

Presentatie over: "De theorie van Brønsted"— Transcript van de presentatie:

1 De theorie van Brønsted
pH berekeningen

2 Deel 3 pH berekeningen © H.J.C.Ubbels 2005

3 Definitie van de zuurgraad
De pH is de zuurgraad en is gedefinieerd als: pH = - log H30+ of: H30+ = 10-pH Op overeenkomstige wijze geldt voor pOH: pOH = - log OH- of: OH- = 10-pOH ! Het gaat dus om een LOGARITMISCHE schaal.

4 De waterconstante (Kw)
Uit meting van de stroomgeleiding van zuiver water blijkt, dat water gedeeltelijk geioniseerd in H3O+(aq) en OH-(aq). Dit noemt men autoprotolyse: 2 H2O ↔ H3O+ + OH- Voor water bij 298 K geldt pH=7,00. Daaruit volgt: H30+ = 1,0x10-7 M OH- = H30+ = 1,0x10-7 M Uit de evenwichtsvoorwaarde voor dit evenwicht leiden we de waterconstante Kw af: Kw = H30+ x OH- Bij 298 K is Kw = 1, x 1, M = 1,0x10-14 Bij 298 K geldt pH + pOH = pKw = 14,00

5 pH van een sterk zuur pH van 0,20 M zoutzuur:
pH = - log [H3O+] = - log 0,20 = 0,70 pH van 0,0050 M zwavelzuur pH = - log [H3O+] = - log (2*0,0050) = 2,00 [H3O+] van een oplossing met pH = 4,20 [H3O+] = 10-pH = 10-4,20 = 6,3.10-5

6 De pH van een basische oplossing
Ook bij een basische oplossing spreekt men van een pH. Uit de OH- in een basische oplossing is de pOH te berekenen. Met behulp van de formule pH + pOH = 14,00 kan de pOH omgerekend worden in de pH. 

7 pH van een sterke base pH van 0,050 M natronloog:
pOH = - log [OH-] = - log 0,050 = 1,3 pH = 14,0 – pOH = 14,00 – 1,30 = 12,70 [OH-] van een oplossing met pH = 9,6 pOH = 14,00 – 9,60 = 4,40 [OH-] = 10-pOH = 10-4,4 = 4,

8 De pH van zwakke zuren en zwakke basen
De pH van oplossingen van zwakke zuren en zwakke basen zijn te berekenen met behulp van de evenwichtsconstanten respectievelijk de Kz en de Kb (tabel 49). Omgekeerd kunnen uit de molariteit en de gemeten pH de Kz en de Kb berekend worden. 

9 Evenwichtsconstanten
HZ(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + Z-(aq) H30+Z- = Kz = zuurconstante HZ B(aq) + H2O(l)  OH-(aq) + HB+(aq) OH-HB+ = Kb = baseconstante B ! Hoe groter de waarden van Kz en Kb zijn des te sterker zijn de zwakke zuren en de zwakke basen.

10 Voorbeeld berekenen van de pH van een oplossing van een zwak zuur.
Hoe groot is de pH van 0,10 M azijnzuur? CH3COOH(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq)+ CH3COO-(aq) Evenwichtsvoorwaarde: Kz = [ H3O+] [CH3COO-] = 1,8.10-5 [CH3COOH] Stel [H3O+] = [CH3COO-] = x dus: x² = 1,8.10-5 0,10-x We proberen de x in de noemer te verwaarlozen, dus x² = 0,10 x 1, = 1,8.10-6 en x = √ 1, = 1,3.10-3 [H3O+] = 1, en pH= - log (1,3.10-3) = 2,90

11 Controle verwaarlozing
Controle of x verwaarloosd mag worden: 1, x 100 % = 1,3 % 0,10 Gewoonlijk wordt de ionisatie verwaarloosd als deze minder is dan 10 %. De verwaarlozing is hier dus toegestaan.

12 Wanneer verwaarlozing niet is toegestaan
Voorbeeld: hoe groot is de pH van 0,020 M waterstoffluoride-oplossing? HF(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + F- (aq) Kz = [H3O+].[F-] [HF] 6, = x² 0,020(-x) x² = 6, ,020 = 1, x = √ 1, = 3, Verwaarlozing: ( 3, / 0,020 ) *100 % = 18 % Is NIET toegestaan!

13 Hoe nu verder ? Wanneer verwaarlozing niet is toegestaan (>10%), dan verder rekenen met de ABC-formule: HF(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + F- (aq) Kz = [H3O+].[F-] [HF] 6, = x² 0,020-x x² = 6, (0,020 – x) x² + 6, x – 6, ,020 = 0 Met de ABC-formule kun je x uitrekenen: x1 = 3, en x2 = - 3, Het is duidelijk dat x2 niet voldoet: een negatieve concentratie bestaat niet. [H3O+] = 3, en dus pH = 2,50.

14 De pH van zwakke basen De pH van oplossingen van zwakke basen zijn op dezelfde manier te berekenen met behulp van de Kb (tabel 49). Uit de evenwichtvoorwaarde wordt eerst de [OH-] berekend. Daarna: pH = 14 – pOH

15 Einde deel 3 pH berekeningen © H.J.C.Ubbels 2005