Toepassingen van evenwichten

Presentatie over: "Toepassingen van evenwichten"— 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
100% Titratie van 40.0 ml M HCl met M NaOH: H3O+ + OH- → 2 H2O Bij de start is de pH……….. Na 10 ml: 1 mmol OH- toegevoegd aan 4 mmol H3O+ dus 3 mmol H3O+ over in = 50 ml: [H3O+] = 0.060: pH = 1.22 Na 40 ml: Equivalentiepunt want alle H3O+ is geneutraliseerd: neutraal milieu dus pH = 7.00 Na 60 ml: 6 mmol OH- toegevoegd aan 4 mmol H3O+: [OH-] = 2*10-3 mol / L = M pOH = 1.70 dus pH = 12.30

4 15.6 Sterk zuur-sterke base titratie
100% Titratie van 40.0 ml M HCl met M NaOH: H3O+ + OH- → 2 H2O 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. 4

5 15.7 Zwak zuur-sterke base titratie
Titratie van 40.0 ml M HAc met M NaOH: HAc + OH- → H2O + Ac- Na 0 ml: HAc + H2O ↔ H3O+ + Ac- Ka = 1.8 * principale reactie x2 0.10 ~0 1.8 * 10-5 = (0.10-x) -x x x x = [H3O+] = 1.3 * 10-3 M , pH = 2.89 x x x 5

6 15.7 Zwak zuur-sterke base titratie
Titratie van 40.0 ml M HAc met M NaOH: HAc + OH- → H2O + Ac- Na 0 ml: HAc + H2O ↔ H3O+ + Ac- Ka = 1.8 * principale reactie x2 0.10 ~0 1.8 * 10-5 = (0.10-x) -x x x x = [H3O+] = 1.3 * 10-3 M , pH = 2.89 x x x Na 20 ml: 2 mmol OH- (20 * 10-3 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 6

7 15.7 Zwak zuur-sterke base titratie
Titratie van 40.0 ml M HAc met M NaOH: HAc + OH- → H2O + Ac- Na 40 ml: Alle HAc omgezet in in Ac-: = 4*10-3 mol / 80*10-3 L = 0.05 M Ac- + H2O ↔ HAc + OH- Kb = 5.56 * principale reactie x2 0.05 ~0 5.56 * = (0.05-x) -x x x x = [OH-] = 5.27 * 10-6 M, pOH = 5.28, pH = 8.72 x x x Nadat alle HAc is omgezet in Ac- kan deze zwakke geconjugeerde base met H2O reageren. Gebruik nu de Kb waarde!!!!! 7

8 15.7 Zwak zuur-sterke base titratie
Titratie van 40.0 ml M HAc met M NaOH: HAc + OH- → H2O + Ac- Na 40 ml: Alle HAc omgezet in in Ac-: [Ac-] = 4*10-3 mol / 80*10-3 L = 0.05 M Ac- + H2O ↔ HAc + OH- Kb = 5.56 * principale reactie x2 0.05 ~0 5.56 * = (0.05-x) -x x x x = [OH-] = 5.27 * 10-6 M, pOH = 5.28, pH = 8.72 x x x 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 0.02 -x x x x Ac- + H2O ↔ HAc + OH- Kb = 5.56 * principale reactie x x (0.04-x) 5.56 * = x = [OH-] = 0.02 M, pOH = 1.70, pH = 12.30 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- 8

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 9

10 15.8 Zwakke base-sterk zuur titratie
Titratie van 40.0 ml M NH3 met M HCl: NH3 + H3O+ → NH4+ + OH- Na 0 ml: NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- Kb = 1.8 * principale reactie x2 0.10 ~0 1.8 * 10-5 = (0.10-x) -x x x x = [OH-] = 1.3 * 10-3 M, pOH = 2.89, pH = 11.11 x x x 10

11 15.7 Zwak zuur-sterke base titratie
Titratie van 40.0 ml M HAc met M NaOH: HAc + OH- → H2O + Ac- Na 0 ml: HAc + H2O ↔ H3O+ + Ac- Ka = 1.8 * principale reactie x2 0.10 ~0 1.8 * 10-5 = (0.10-x) -x x x x = [H3O+] = 1.3 * 10-3 M , pH = 2.89 x x x Na 20 ml: 2 mmol OH- (20 * 10-3 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 11

12 15.8 Zwakke base-sterk zuur titratie
Titratie van 40.0 ml M NH3 met M HCl: NH3 + H3O+ → NH4+ + OH- Na 40 ml: Alle NH3 omgezet in NH4+: [NH4+] = 4*10-3 mol / 80*10-3 L = 0.05 M NH4+ + H2O ↔ H3O+ + NH3 Ka = 5.6 * principale reactie x2 0.05 ~0 5.6 * = (0.05-x) -x x x x = [H3O+] = 5.3 * 10-6 M, pH = 5.28 x x x 12

13 15.7 Zwak zuur-sterke base titratie
Titratie van 40.0 ml M HAc met M NaOH: HAc + OH- → H2O + Ac- Na 40 ml: Alle HAc omgezet in in Ac-: [Ac-] = 4*10-3 mol / 80*10-3 L = 0.05 M Ac- + H2O ↔ HAc + OH- Kb = 5.56 * principale reactie x2 0.05 ~0 5.56 * = (0.05-x) -x x x x = [OH-] = 5.27 * 10-6 M, pOH = 5.28, pH = 8.72 x x x 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 0.02 -x x x x Ac- + H2O ↔ HAc + OH- Kb = 5.56 * principale reactie x x (0.04-x) 5.56 * = x = [OH-] = 0.02 M, pOH = 1.70, pH = 12.30 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- 13

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 14

15 15.8 Zwakke base-sterk zuur titratie
Titratie van 40.0 ml M NH3 met M HCl: NH3 + H3O+ → NH4+ + OH- Na 0 ml: NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- Kb = 1.8 * principale reactie x2 0.10 ~0 1.8 * 10-5 = (0.10-x) -x x x x = [OH-] = 1.3 * 10-3 M, pOH = 2.89, pH = 11.11 x x x 15

16 15.8 Zwakke base-sterk zuur titratie
Titratie van 40.0 ml M NH3 met M HCl: NH3 + H3O+ → NH4+ + OH- Na 0 ml: NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- Kb = 1.8 * principale reactie x2 0.10 ~0 1.8 * 10-5 = (0.10-x) -x x x x = [OH-] = 1.3 * 10-3 M, pOH = 2.89, pH = 11.11 x x x Na 20 ml: 2 mmol H3O+ (20 * 10-3 L * 0.1 M = 2 mmol) toegevoegd aan 4 mmol NH3 [NH3] = 2*10-3 mol/ 60*10-3 L = 0.033M [NH4+] = 2*10-3 mol/ 60*10-3 L = 0.033M pH = pKa + log [NH3] / [NH4+] = log (0.033/0.033) = 9.25 16

17 15.8 Zwakke base-sterk zuur titratie
Titratie van 40.0 ml M NH3 met M HCl: NH3 + H3O+ → NH4+ + OH- Na 40 ml: Alle NH3 omgezet in NH4+: [NH4+] = 4*10-3 mol / 80*10-3 L = 0.05 M NH4+ + H2O ↔ H3O+ + NH3 Ka = 5.6 * principale reactie x2 0.05 ~0 5.6 * = (0.05-x) -x x x x = [H3O+] = 5.3 * 10-6 M, pH = 5.28 x x x 17

18 15.8 Zwakke base-sterk zuur titratie
Titratie van 40.0 ml M NH3 met M HCl: NH3 + H3O+ → NH4+ + OH- Na 40 ml: Alle NH3 omgezet in NH4+: [NH4+] = 4*10-3 mol / 80*10-3 L = 0.05 M NH4+ + H2O ↔ H3O+ + NH3 Ka = 5.6 * principale reactie x2 0.05 ~0 5.6 * = (0.05-x) -x x x x = [H3O+] = 5.3 * 10-6 M, pH = 5.28 x x x Na 60 ml: Overmaat H3O+ van 2*10-3 mol/0.100 L = 0.02 M: Omdat de H3O+, geproduceerd door NH4+ verwaarloosbaar klein is t.o.v. de toegevoegde overmaat H3O+ geldt: [H3O+] = M pH = 1.70 18

19 Zelfstudie Leerstof: McMurray-Fay, Hfst15: Toepassingen van evenwichten in waterige systemen : § 15.5 t/m 15.8 Opgaven t/m 15.17