De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

Toepassingen van evenwichten in waterige systemen College 1, BCM11 (Hfst 15, McMurry-Fay) Eddy van der Linden/Karin Langereis.

Verwante presentaties


Presentatie over: "Toepassingen van evenwichten in waterige systemen College 1, BCM11 (Hfst 15, McMurry-Fay) Eddy van der Linden/Karin Langereis."— Transcript van de presentatie:

1 Toepassingen van evenwichten in waterige systemen College 1, BCM11 (Hfst 15, McMurry-Fay) Eddy van der Linden/Karin Langereis

2 Doel De pH kunnen berekenen van buffers, mengsels van een zuur met een base. Daarvoor moet je meer van de neutralisatiereactie weten, zoals de Kb en de Ka waarden en welk kant de reactie opgaat.

3 Waarom? De rol van geconjugeerde zuur-baseparen Bloed pH in meren en rivieren Zure regen

4 Definities van een zuur en een base. Een geconjugeerd zuur-base paar = twee verbindingen die slechts 1 H + verschillen. Brønsted-Lowry Acid: een verbinding die een H + kan overdragen = een protonen donor. Brønsted-Lowry Base: een verbinding die een H+ kan opnemen = een protonen acceptor.

5 Water kan zowel als een zuur en als een base reageren. H 3 O 1+ (aq) + OH 1- (aq)2H 2 O(l) K w = [H 3 O 1+ ][OH 1- ]Ion-Product Constant for Water: Dissociation of Water: K w = (1.0 x )(1.0 x ) = 1.0 x at 25°C:[H 3 O 1+ ] = [OH 1- ] = 1.0 x M

6 Bereken de pH van een base. Bepaal de pH van een ammoniak opl. in water. De opl. heeft een OH - concentration van 0,0019 M. pH = -log(5.3 x ) = = 5.3 x M x [H 3 O 1+ ] == [OH 1- ] 1.0 x

7 Calculating Equilibrium Concentrations for Weak Acids Calculate the pH of a 0.10 M HCN solution. At 25 °C, K a = 1.4 x H 3 O 1+ (aq) + CN 1- (aq)HCN(aq) + H 2 O(l) I 0.10≈00 C-x+x E xxx [H 3 O 1+ ][CN 1- ] [HCN] K a =

8

9 14.14 Zuur base eigenschappen van zouten Wanneer een zuur een base neutraliseert ontstaat er een zout ( en water). Hoever gaat zo’n neutralisatie reactie? Als je dat weet kan de pH uitgerekend worden! De oplossingen van de zouten die bij de verschillende neutralisatiereacties ontstaan kunnen zuur, basisch of neutraal zijn (zie ook Hfst 14): sterk zuur + sterke base → neutrale oplossing sterk zuur + zwakke base → zure oplossing zwak zuur + sterke base → basische oplossing zwak zuur + sterke base → basische of zure oplossing

10 15.1 Neutralisatie reacties STERK ZUUR-STERKE BASE Bijvoorbeeld: HCl + NaOH → H 2 O + NaCl (zie ook p. 572) Doordat HCl, NaOH en NaCl volledig dissociëren in water is de netto reactie: ………. H 3 O + + OH - ↔ 2 H 2 ODe Kn van deze reactie = ……. Kn = 1/Kw = 1.0 x Welke kant loopt deze reactie op???? Na samenvoegen van identieke hoeveelheden zuur en base blijven de concentraties van H 3 O + en OH - dus hetzelfde als in zuiver water. De oplossing bevat na de neutralisatie reactie ook zout, maar omdat zowel het kation als het anion geen zure of basische eigenschappen bezit blijft de oplossing neutraal (pH = 7.0). 100%

11 15.1 Neutralisatie reacties ZWAK ZUUR-STERKE BASE Bijvoorbeeld: HAc + OH - → H 2 O + Ac - De Kn kan worden bepaald via de K’s van de deelreacties: 100% HAc + H 2 O ↔ H 3 O + + Ac - Ka = 1.8 x H 3 O + + OH- ↔ 2 H 2 O1/Kw = 1.0 x 10 14

12 15.1 Neutralisatie reacties ZWAK ZUUR-STERKE BASE Bijvoorbeeld: HAc + OH - → H 2 O + Ac - De Kn kan worden bepaald via de K’s van de deelreacties: 100% Algemeen: Omdat OH - een zeer grote affiniteit voor protonen heeft loopt een neutralisatie reactie van een zwak zuur met een sterke base volledig naar rechts! HAc + H 2 O ↔ H 3 O + + Ac - Ka = 1.8 x H 3 O + + OH- ↔ 2 H 2 O1/Kw = 1.0 x HAc + OH - ↔ H 2 O + Ac - Kn = Ka x 1/Kw = 1.8 x 10 9 Welke kant loopt de reactie op??? Na samenvoegen van identieke hoeveelheden bevat de oplossing Na + dat geen zure of basische eigenschappen heeft, en Ac - dat een zwakke base is. pH > 7

13 15.1 Neutralisatie reacties STERK ZUUR-ZWAKKE BASE Bijvoorbeeld: NH 3 + H 3 O + → H 2 O + NH % De Kn kan weer worden bepaald via de K’s van de deelreacties: NH 3 + H 2 O ↔ NH OH - Kb = 1.8 x H 3 O + + OH - ↔ 2 H 2 O1/Kw = 1.0 x H 3 O + + NH 3 ↔ H 2 O + NH 4 + Kn = Kb x 1/Kw = 1.8 x 10 9 Algemeen: Omdat H3O + een zeer sterke protondonor is loopt een neutralisatie reactie van een zwakke base met een sterk zuur volledig naar rechts. Na samenvoegen van identieke hoeveelheden bevat de oplossing Cl - dat geen zure of basische eigenschappen heeft, en NH 4 + dat een zwak zuur is. pH < 7

14 15.1 Neutralisatie reacties ZWAK ZUUR-ZWAKKE BASE Bijvoorbeeld: HAc + NH 3 → NH Ac - 100% De Kn kan weer worden bepaald via de K’s van de deelreacties: HAc + H 2 O ↔ H 3 O + + Ac - Ka = 1.8 x NH 3 + H 2 O ↔ NH OH - Kb = 1.8 x H 3 O + + OH - ↔ 2 H 2 O 1/Kw = 1.0 x HAc + NH 3 ↔ NH 4 + Ac - Kn = Ka x Kb x 1/Kw = 3.2 * 10 4 Algemeen: Neutralisatie reacties waarbij zwakke zuren en zwakke basen betrokken zijn hebben veel minder de neiging om volledig af te lopen in vergelijking met neutralisatie reacties, waarbij sterke zuren en/of basen zijn betrokken.

15 Wanneer binnen een zout zowel het anion als het cation protontransfer reacties kunnen ondergaan, hangt de pH van de oplossing af van de relatieve zuursterkte van het cation en basesterkte van het anion Ka(cation) > Kb(anion):zure oplossing Ka(cation) < Kb(anion):basische oplossing Ka(cation) ~ Kb(anion):neutrale oplossing 15.1 Neutralisatie reacties ZWAK ZUUR-ZWAKKE BASE Bijvoorbeeld: HAc + NH 3 → NH Ac - 100% HAc:Ka = 1.8 * Ac - :Kb = Kw/Ka = 5.6 * NH 3 :Kb = 1.8 * NH 4 + Ka = Kw/Kb = 5.6 *

16 Oplossingen van zwakke zuren met hun geconjugeerde base zijn belangrijke zuur-base mengsels omdat ze de pH in biologische systemen reguleren. Bijv M HAc M NaAc Bepaling van de evenwichtsconcentraties en ook de pH gaat weer m.b.v. hetzelfde stappenplan dat we hebben gebruikt in § Omdat HAc een sterker zuur is dan H 2 O zal de belangrijkste reactie de protontransfer van HAc naar Ac - of H 2 O zijn: HAc + Ac - ↔ Ac - + HAcK = 1 HAc + H 2 O ↔ H 3 O + + Ac - Ka = 1.8 * De eerste reactie heeft de grootste K maar levert geen concentratieverschillen op en kan hierdoor nooit de belangrijkste meest voorkomende reactie zijn. De reactie die de pH bepaalt is hier dus de protontransfer van HAc naar H 2 O 15.2 Het common-ion effect

17 0.10~0~0 (beginconcentratie) -x x x(concentratie verandering) x x x(evenwichtsconcentratie) HAc + H 2 O ↔ H 3 O + + Ac - Ka = 1.8 x10 -5 ( x) x (x) (0.10-x) 1.8 x = x = [H 3 O + ] = 1.8 x M, pH = 4.74 (De x verwaarlozen als het mag, anders de abc formule)

18 15.2 Het common-ion effect 0.10~0~00(beginconcentratie) -x x x(concentratie verandering) x x x(evenwichtsconcentratie) HAc + H 2 O ↔ H 3 O + + Ac - Ka = 1.8 x10 -5 x2x2 (0.10-x) 1.8 x = x = [H 3 O + ] = 1.3 x M, pH = 2.89!!! Wat is de pH als er in eerste instantie alleen 0.10 M HAc aanwezig is. Door toevoeging van 0.10 M NaAc aan de HAc-oplossing neemt de pH dus toe van 2.89 naar Dit is in overeenstemming met het principe van meneer Le Châtelier. Dit effect noemt men ook wel het common-ion effect: Het verschuiven van het evenwicht d.m.v. de toevoeging van een stof die de concentratie van een ion, dat al deel uitmaakt van het evenwicht, verhoogt

19 15.2 Het common-ion effect HAc + H 2 O ↔ H 3 O + + Ac - Het common-ion effect: Het verschuiven van het evenwicht d.m.v. de toevoeging van een stof die de concentratie van een ion, dat al deel uitmaakt van het evenwicht, verhoogt

20 15.3 Buffers Oplossingen van zwakke zuren met hun bijbehorende geconjugeerde base worden buffers genoemd omdat ze bestand zijn tegen veranderingen in pH na toevoeging van zuur of base. Bijvoorbeeld: een buffer van azijnzuur (HAc) en de geconjugeerde base (Ac - ): HAc + H2O ↔ H3O+ + Ac - HAc + OH - → Ac - + H 2 O Toevoegen van OH - of H 3 O + leidt maar tot een Ac - + H 3 O + → HAc + H 2 O kleine verandering in pH doordat de toegevoegde ionen door het aanwezige zwakke zuur of geconjugeerde base worden geneutraliseerd. In bloed wordt de pH zo goed mogelijk op pH 7,4 gehouden door H 2 CO 3 in combinatie met HCO 3 - Voor een optimaal zuurstof transport is een pH verandering van max. 0,1 toegestaan. H 2 CO 3 + H 2 O ↔ HCO H 3 O + [H3O + ] = ka [H 2 CO 3 ] Als H 2 CO 3 = HCO 3 - dan is H 3 O + = Ka [ HCO 3 - ]

21 0.10~0~0 -x x x x x x HAc + H 2 O ↔ H 3 O + + Ac - Ka = 1.8 x10 -5 ( x) x (x) (0.10-x) 1.8 x = x = [H 3 O + ] = 1.8 x M, pH = Buffers Neem de buffer: 0.10 M HAc M NaAc. Wat is de pH??? Bij toevoeging van 0.01 M NaOH treedt de volgende aflopende neutralisatie reactie op: HAc + OH - → Ac - + H 2 O De pH kan dan als volgt berekend worden: 100% 0.10~0~0 -x x x x x x HAc + H 2 O ↔ H 3 O + + Ac - Ka = 1.8 *10 -5 ( ,01) x (x) ( ) 1.8 x = x = [H 3 O + ] = 1.5 x M, pH = 4.82 Door toevoeging van 0,01M NaOH is de pH slechts 0,08 veranderd.

22 Bij toevoeging van 0.01 M HCl treedt de volgende aflopende neutralisatie reactie op: Ac - + H 3 O + → HAc + H 2 O De pH kan dan weer als volgt berekend worden: 100% 0.10~0~0 +x x -x x x x HAc + H 2 O ↔ H 3 O + + Ac - Ka = 1.8 x10 -5 ( ,01) x (x) ( ,01) 1.8 * = x = [H 3 O + ] = 2.2 x M, pH = Buffers Je ziet dus dat de pH van een buffer bij toevoeging van OH - of H 3 O + maar minimaal verandert omdat de concentratieverhouding [Ac - ]/[HAc] maar weinig verandert. Dit effect noemt men ook wel buffercapaciteit = de hoeveelheid zuur of base die een oplossing kan absorberen zonder dat de pH significant verandert. De pH verandering is slechts 0,08.

23 15.3 Buffers Buffercapaciteit: De pH van een buffer bij toevoeging van OH - of H 3 O + verandert slechts minimaal omdat de concentratieverhouding [Ac - ]/[HAc] maar weinig verandert. Dit valt heel gemakkelijk te berekenen met de Henderson-Hasselbalch vergelijking.

24 De Henderson-Hasselbalch vergelijking geconjugeerde baseZwak zuur H 3 O 1+ (aq) + Base(aq)Zuur(aq) + H 2 O(l) [Acid] [Base] [H 3 O 1+ ] = K a K a = [H 3 O 1+ ][Base] [Acid] H 3 O 1+ (aq) + CH 3 CO 2 1- (aq)CH 3 CO 2 H(aq) + H 2 O(l)

25 De Henderson-Hasselbalch vergelijking [Base] [Acid] pH = pK a + log [Acid] [Base] [H 3 O 1+ ] = K a -log([H 3 O 1+ ]) = -log(K a ) - log [Acid] [Base] pH = -log [H 3 O + ] pK a = -log K a Base = boven

26 15.4 De Henderson-Hasselbalch vergelijking Henderson-Hasselbalch vergelijking -Met de H-H vergelijking kunnen we berekenen hoe de pH het percentage dissociatie van een zwak zuur beïnvloedt. Bijv: Het aminozuur glycine: H 3 N + CH 2 COO - + H 2 O ↔ H 2 NCH 2 COO - + H 3 O + Ka = 2.5 * / pKa = 9.60 Vul de HH vergel. in: pH 9.60: log [base] / [zuur] = 0 dus [base] / [zuur] = 10 0 = 1/1 Base + zuur = = 2. Aandeel base = 1 2 (het totaal) x 100 % = (50% dissociatie) pH 10.60: log [base] / [zuur] = 1 dus [base] / [zuur] = 10 1 = 10 = 10/1 Base + zuur = = 11. Aandeel base = (het totaal) x 100 % = (91% dissociatie) pH = pK a + log [Base] [Acid]

27 15.4 De Henderson-Hasselbalch vergelijking Henderson-Hasselbalch vergelijking - Vul de HH vergel. in: pH 9.00: log [base] / [zuur] = -0.6 dus [base] / [zuur] = = 0.25 /1 Aandeel base = 0,25 : 1,25 x 100% = 20%dissociatie) pH = pK a + log [Base] [Acid]

28 15.4 De Henderson-Hasselbalch vergelijking Henderson-Hasselbalch vergelijking Buffers moeten altijd worden gebruikt bij een pH die niet meer dan 1 pH eenheid afwijkt van de pKa van het zuur: Anders kan maar beperkt OH - of H3O + worden weggevangen Anders verandert de verhouding [base] / [zuur] teveel (en dus de pH) Bij het verdunnen van een buffer verandert de pH niet omdat de verhouding [base] / [zuur] hetzelfde blijft !!!!! ………………….. maar de buffercapaciteit neemt wel af. pH = pK a + log [Base] [Acid]

29 15.4 De Henderson-Hasselbalch vergelijking Henderson-Hasselbalch vergelijking -De HH-vergelijking kan ook gebruikt worden om een buffer te maken. Stel dat er een buffer nodig is met een pH van 9. Stap 1: Welk zwak zuur/ geconjugeerde base gebruik je dan? (zoek de pK a waarden op) Stap 2: Bereken vervolgens de hoeveelheid zuur en base die nodig is. Vb: pH = 9 Neem NH 3 en NH 4 Cl. pK a = 9,25 Vul de H-H vergelijking in: 9 = 9,25 + log b/z Log b/z = -0,25 b/z = 10 -0,25 = 0,56/1 Stel je neemt 1M zuur, dan heb je 0,56M base nodig. pH = pK a + log [Base] [Acid]

30 Leerstof: McMurray-Fay, Hfst15: Toepassingen van evenwichten in waterige systemen : § 15.1 t/m 15.6 Opgaven 15.1 t/m Zelfstudie


Download ppt "Toepassingen van evenwichten in waterige systemen College 1, BCM11 (Hfst 15, McMurry-Fay) Eddy van der Linden/Karin Langereis."

Verwante presentaties


Ads door Google