De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

Toepassingen van evenwichten in waterige systemen College 2, BCM12 (Hfst 15, McMurry-Fay) Eddy van der Linden/Karin Langereis.

Verwante presentaties


Presentatie over: "Toepassingen van evenwichten in waterige systemen College 2, BCM12 (Hfst 15, McMurry-Fay) Eddy van der Linden/Karin Langereis."— Transcript van de presentatie:

1 Toepassingen van evenwichten in waterige systemen College 2, BCM12 (Hfst 15, McMurry-Fay) Eddy van der Linden/Karin Langereis

2 15.5 pH titratie curves Wanneer men een zuur titreert met een base (of een base met een zuur) kan men de neutralisatie reactie volgen door de pH te meten en hiervan een pH titratiecurve te tekenen. M.b.v. zo’n pH titratiecurve kan het equivalentiepunt worden vastgesteld. Dit is het punt waarbij dezelfde absolute hoeveelheden zuur en base zijn samengevoegd

3 15.6 Sterk zuur-sterke base titratie Titratie van 40.0 ml M HCl met M NaOH: H 3 O + + OH - → 2 H 2 O 100% Bij de start is de pH……….. Na 10 ml: 1 mmol OH - toegevoegd aan 4 mmol H 3 O + dus 3 mmol H 3 O + over in = 50 ml: [H 3 O + ] = 0.060: pH = 1.22 Na 40 ml: Equivalentiepunt want alle H 3 O + is geneutraliseerd: neutraal milieu dus pH = 7.00 Na 60 ml: 6 mmol OH - toegevoegd aan 4 mmol H 3 O + : [OH - ] = 2*10 -3 mol / L = M pOH = 1.70 dus pH = 12.30

4 15.6 Sterk zuur-sterke base titratie Titratie van 40.0 ml M HCl met M NaOH: H 3 O + + OH - → 2 H 2 O 100% Rond het equivalentiepunt vindt een hele sterke stijging van de pH plaats (39.9 → 40.1 ml: 3.9→10.1) waardoor het equivalentiepunt in een pH titratiecurve gemakkelijk te herkennen is. De titratiecurve van een sterk zuur met een sterke base (of andersom) heeft altijd deze karakteristieke vorm.

5 15.7 Zwak zuur-sterke base titratie Titratie van 40.0 ml M HAc met M NaOH: HAc + OH - → H 2 O + Ac - Na 0 ml: 0.10~0~00 -x x x x x x HAc + H 2 O ↔ H 3 O + + Ac - Ka = 1.8 *10 -5 principale reactie x2x2 (0.10-x) 1.8 * = x = [H 3 O + ] = 1.3 * M, pH = 2.89

6 15.7 Zwak zuur-sterke base titratie Titratie van 40.0 ml M HAc met M NaOH: HAc + OH - → H 2 O + Ac - Na 0 ml: 0.10~0~00 -x x x x x x HAc + H 2 O ↔ H 3 O + + Ac - Ka = 1.8 *10 -5 principale reactie x2x2 (0.10-x) 1.8 * = x = [H 3 O + ] = 1.3 * M, pH = 2.89 Na 20 ml: 2 mmol OH - (20 * L * 0.1 M = 2 mmol) toegevoegd aan 4 mmol HAc dus 2 mmol Hac over in totaal 60 ml: [OH - ] = 2*10 -3 mol / 60*10 -3 L = M Ook hier kan de pH weer worden afgeleid via berekening evenwichtsconcentraties zoals hierboven. Eenvoudiger is het echter om via de neutralisatiereactie de verhouding HAc/Ac - te bepalen en vervolgens de Hendelson -Hasselbalch vergelijking toe te passen: pH = pKa + log [Ac - ] / [HAc] = log (0.033/0.033) = 4.74

7 15.7 Zwak zuur-sterke base titratie Titratie van 40.0 ml M HAc met M NaOH: HAc + OH - → H 2 O + Ac - Na 40 ml: 0.05~0~00 -x x x x x x Ac - + H 2 O ↔ HAc + OH - Kb = 5.56 * principale reactie x2x2 (0.05-x) 5.56 * = x = [OH - ] = 5.27 * M, pOH = 5.28, pH = 8.72 Alle HAc omgezet in in Ac - : = 4*10 -3 mol / 80*10 -3 L = 0.05 M Nadat alle HAc is omgezet in Ac - kan deze zwakke geconjugeerde base met H 2 O reageren. Gebruik nu de K b waarde!!!!!

8 15.7 Zwak zuur-sterke base titratie Titratie van 40.0 ml M HAc met M NaOH: HAc + OH - → H 2 O + Ac - Na 40 ml: 0.05~0~00 -x x x x x x Ac - + H 2 O ↔ HAc + OH - Kb = 5.56 * principale reactie x2x2 (0.05-x) 5.56 * = x = [OH - ] = 5.27 * M, pOH = 5.28, pH = 8.72 Alle HAc omgezet in in Ac - : [Ac-] = 4*10 -3 mol / 80*10 -3 L = 0.05 M Na 60 ml: Overmaat OH - van 2*10 -3 mol/0.100 L = 0.02 M: [Ac-] = 4*10 -3 mol / 100*10 -3 L = 0.04 M 0.04~0~ x x x x x x Ac - + H 2 O ↔ HAc + OH - Kb = 5.56 * principale reactie x x (0.04-x) 5.56 * = x = [OH - ] = 0.02 M, pOH = 1.70, pH = Algemeen: [OH-] van de reactie van het anion van het zwakke zuur is te verwaarlozen na het equivalentiepunt. [OH-] is dan dus gewoon gelijk aan overmaat toegevoegde OH-

9 15.7 Zwak zuur-sterke base titratie Zwak zuur-sterke base titratie t.o.v. sterk zuur-sterke base titratie Minimale stijging tussen 0 en het equivalentiepunt a.g.v. de bufferende werking van het zwak zuur-geconjugeerde base mengsel De pH stijging rond het equivalentiepunt is kleiner (hoe zwakker het zuur hoe kleiner) dan bij een sterk zuur De pH op het equivalentiepunt is groter dan 7 omdat het anion van het zwakke zuur een zwakke base is Een goede indicator is een indicator die van kleur verandert rond het equivalentiepunt

10 15.8 Zwakke base-sterk zuur titratie Titratie van 40.0 ml M NH 3 met M HCl: NH 3 + H 3 O + → NH OH - Na 0 ml: 0.10~0~00 -x x x x x x NH 3 + H 2 O ↔ NH OH - Kb = 1.8 *10 -5 principale reactie x2x2 (0.10-x) 1.8 * = x = [OH - ] = 1.3 * M, pOH = 2.89, pH = 11.11

11 15.7 Zwak zuur-sterke base titratie Titratie van 40.0 ml M HAc met M NaOH: HAc + OH - → H 2 O + Ac - Na 0 ml: 0.10~0~00 -x x x x x x HAc + H 2 O ↔ H 3 O + + Ac - Ka = 1.8 *10 -5 principale reactie x2x2 (0.10-x) 1.8 * = x = [H 3 O + ] = 1.3 * M, pH = 2.89 Na 20 ml: 2 mmol OH - (20 * L * 0.1 M = 2 mmol) toegevoegd aan 4 mmol HAc [OH - ] = 2*10 -3 mol / 60*10 -3 L = M Ook hier kan de pH weer worden afgeleid via berekening evenwichtsconcentraties zoals hierboven. Eenvoudiger is het echter om via de neutralisatiereactie de verhouding HAc/Ac - te bepalen en vervolgens de Hendelson Hasselbalch vergelijking toe te passen: pH = pKa + log [Ac - ] / [HAc] = log (0.033/0.033) = 4.74

12 15.8 Zwakke base-sterk zuur titratie Titratie van 40.0 ml M NH 3 met M HCl: NH 3 + H 3 O + → NH OH - Na 40 ml: 0.05~0~00 -x x x x x x NH H 2 O ↔ H 3 O + + NH 3 Ka = 5.6 * principale reactie x2x2 (0.05-x) 5.6 * = x = [H 3 O + ] = 5.3 * M, pH = 5.28 Alle NH 3 omgezet in NH 4 + : [NH 4 + ] = 4*10 -3 mol / 80*10 -3 L = 0.05 M

13 15.7 Zwak zuur-sterke base titratie Titratie van 40.0 ml M HAc met M NaOH: HAc + OH - → H 2 O + Ac - Na 40 ml: 0.05~0~00 -x x x x x x Ac - + H 2 O ↔ HAc + OH - Kb = 5.56 * principale reactie x2x2 (0.05-x) 5.56 * = x = [OH - ] = 5.27 * M, pOH = 5.28, pH = 8.72 Alle HAc omgezet in in Ac - : [Ac-] = 4*10 -3 mol / 80*10 -3 L = 0.05 M Na 60 ml: Overmaat OH - van 2*10 -3 mol/0.100 L = 0.02 M: [Ac-] = 4*10 -3 mol / 100*10 -3 L = 0.04 M 0.04~0~ x x x x x x Ac - + H 2 O ↔ HAc + OH - Kb = 5.56 * principale reactie x x (0.04-x) 5.56 * = x = [OH - ] = 0.02 M, pOH = 1.70, pH = Algemeen: [OH-] van de reactie van het anion van het zwakke zuur is te verwaarlozen na het equivalentiepunt. [OH-] is dan dus gewoon gelijk aan overmaat toegevoegde OH-

14 15.7 Zwak zuur-sterke base titratie Zwak zuur-sterke base titratie t.o.v. sterk zuur-sterke base titratie Minimale stijging tussen 0 en het equivalentiepunt a.g.v. de bufferende werking van het zwak zuur-geconjugeerde base mengsel De pH stijging rond het equivalentiepunt is kleiner (hoe zwakker het zuur hoe kleiner) De pH op het equivalentiepunt is groter dan 7 omdat het anion van het zwakke zuur een zwakke base is Een goede indicator is een indicator die van kleur verandert rond het equivalentiepunt

15 15.8 Zwakke base-sterk zuur titratie Titratie van 40.0 ml M NH 3 met M HCl: NH 3 + H 3 O + → NH OH - Na 0 ml: 0.10~0~00 -x x x x x x NH 3 + H 2 O ↔ NH OH - Kb = 1.8 *10 -5 principale reactie x2x2 (0.10-x) 1.8 * = x = [OH - ] = 1.3 * M, pOH = 2.89, pH = 11.11

16 15.8 Zwakke base-sterk zuur titratie Titratie van 40.0 ml M NH 3 met M HCl: NH 3 + H 3 O + → NH OH - Na 0 ml: 0.10~0~00 -x x x x x x NH 3 + H 2 O ↔ NH OH - Kb = 1.8 *10 -5 principale reactie x2x2 (0.10-x) 1.8 * = x = [OH - ] = 1.3 * M, pOH = 2.89, pH = Na 20 ml: 2 mmol H 3 O + (20 * L * 0.1 M = 2 mmol) toegevoegd aan 4 mmol NH 3 [NH 3 ] = 2*10 -3 mol/ 60*10 -3 L = 0.033M [NH 4 + ] = 2*10 -3 mol/ 60*10 -3 L = 0.033M pH = pKa + log [NH 3 ] / [NH 4 + ] = log (0.033/0.033) = 9.25

17 15.8 Zwakke base-sterk zuur titratie Titratie van 40.0 ml M NH 3 met M HCl: NH 3 + H 3 O + → NH OH - Na 40 ml: 0.05~0~00 -x x x x x x NH H 2 O ↔ H 3 O + + NH 3 Ka = 5.6 * principale reactie x2x2 (0.05-x) 5.6 * = x = [H 3 O + ] = 5.3 * M, pH = 5.28 Alle NH 3 omgezet in NH 4 + : [NH 4 + ] = 4*10 -3 mol / 80*10 -3 L = 0.05 M

18 15.8 Zwakke base-sterk zuur titratie Titratie van 40.0 ml M NH 3 met M HCl: NH 3 + H 3 O + → NH OH - Na 40 ml: 0.05~0~00 -x x x x x x NH H 2 O ↔ H 3 O + + NH 3 Ka = 5.6 * principale reactie x2x2 (0.05-x) 5.6 * = x = [H 3 O + ] = 5.3 * M, pH = 5.28 Alle NH 3 omgezet in NH 4 + : [NH 4 + ] = 4*10 -3 mol / 80*10 -3 L = 0.05 M Na 60 ml: Overmaat H 3 O + van 2*10 -3 mol/0.100 L = 0.02 M: Omdat de H 3 O +, geproduceerd door NH 4 + verwaarloosbaar klein is t.o.v. de toegevoegde overmaat H 3 O + geldt: [H 3 O + ] = MpH = 1.70

19 Leerstof: McMurray-Fay, Hfst15: Toepassingen van evenwichten in waterige systemen : § 15.5 t/m 15.8 Opgaven t/m Zelfstudie


Download ppt "Toepassingen van evenwichten in waterige systemen College 2, BCM12 (Hfst 15, McMurry-Fay) Eddy van der Linden/Karin Langereis."

Verwante presentaties


Ads door Google