Zuren en basen Zwakke zuren Hfst 14.8 t/m 14.10.

Presentatie over: "Zuren en basen Zwakke zuren Hfst 14.8 t/m 14.10."— Transcript van de presentatie:

1 Zuren en basen Zwakke zuren Hfst 14.8 t/m 14.10

2 14.7 pH berekenen van een sterk zuur
Wat is de pH van een M HNO3 opl.? Schrijf de reactie vergelijking op: 100% H3O1+(aq) + NO31-(aq) HNO3(aq) + H2O(l) Omdat HNO3 een sterk zuur is = [H3O1+] = [HNO3]. pH = -log([H3O1+]) = -log(0.025) = 1.60 pH < 7 which makes sense since it’s an acid.

3 14.7 pH berekenen van een sterk zuur
Wat is de pH van een M opl. van NaOH? Na1+(aq) + OH1-(aq) NaOH(aq) NaOH is een sterke base, dus [OH1-] = [NaOH]. Gebruik de Kw om de [H+] te berekenen. [OH1-] 1.0 x 10-14 0.025 1.0 x 10-14 [H3O1+] = = = 4.0 x M pH > 7 which makes sense since it’s a base. An alternate method is to calculate pOH from [OH1-] and then subtract that from 14.00, pKw. pH = -log([H3O1+])= -log(4.0 x 10-13) = 12.40

4 14.8 Enkele voorbeelden van zwakke zuren

5 14.8 Evenwicht in een zwak zure oplossing
H3O1+(aq) + A1-(aq) HA(aq) + H2O(l) [H3O1+][A1-] [HA] Ka = Zuur-dissociatie Constante: (Evenwichtsconstante) H2O is een zuivere oplossing, dus die komt niet voor in de evenwichtsvergelijking.

6 14.8 Berekeninegn voor een zwak zure oplossing
de pH van M HF is Wat zijn de waarden van Ka en pKa van HF? In het begin H3O1+(aq) + F1-(aq) HF(aq) + H2O(l) I 0.250 ≈0 C -x +x E x x Change While the initial hydronium ion concentration is not 0, it’s insignificant when compared to that which comes from the dissociation of HF. pH comes from the equilibrium concentration of hydronium ion. Evenwicht pH = -log [H3O1+] x = [H3O1+] = = M

7 14.8 Berekeningen voor een zwak zure oplossing
De pH van M HF is Wat zijn de waarden van Ka en pKa van HF? [H3O1+][F1-] [HF] De Ka = [F1-] = [H3O1+] = M [HF] = x = = M [H3O1+][F1-] [HF] ( )( ) 0.241 Ka = = = 3.51 x 10-4 pKa = -log(Ka) = -log(3.51 x 10-4) =

8 14.9 Berekeningen voor een zwak zure oplossing
Bereken de pH van een 0.10 M HCN opl. Bij 25 °C = Ka = 4,9 x H3O1+(aq) + CN1-(aq) HCN(aq) + H2O(l) I 0.10 ≈0 C -x +x E 0,10 - x x The assumption is that the hydronium ion produced from the dissociation is far greater than that from water. [H3O1+][CN1-] [HCN] Ka =

9 14.9 Berekeningen voor een zwak zure oplossing
(x)(x) (0,10 - x) x2 0,10 4,9 x = ≈ Omdat x t.o.v. 0,10 heel klein is wordt hij niet meer in de berekening meegenomen. x = [H3O1+] = 7,0 x 10-6 M pH =-log ([H3O1+]) = -log (7,0 x 10-6) = 5,15 The assumption is that the final concentration of acid (HCN) is approximately the same as the initial. This only works for very weak acids and you can show why it works. It’s usually safe when Ka is about 10-5 or smaller. Also, the number of decimal places to which the acid’s initial concentration is known can make a difference. If Ka is smaller than 10-5, then you’ll need to use the quadratic formula. Wanneer x te groot is om verwaarloosd te worden moet de vierkantsvergelijking gebruikt worden. Zie vb op blz. 557

10 14.9 Berekeningen voor een zwak zure oplossing

11 14.9 Berekeningen voor een zwak zure oplossing
0,050 M HF in H2O Ka = 3,5 x Kw = 1,0 x 10-14 Maak een reactievergelijking: Wat is het sterkste zuur? Zijn de reactanten of de producten in de meerderheid? Welke concentraties zijn aanwezig in de evenwichtssituatie? Mag de afname van HF verwaarloosd worden? Bepalen van x met de vierkantsvergelijking (zie ook 3.6) Bereken de pH.

12 14.10 Het % dissociatie van een zwak zure oplossing
[HA] initieel [HA] gedissocieerd x 100% Percentage dissociatie = De dissociatie van een zwak zuur hangt af van de concentratie in water. Hoe minder geconcentreerd, des te meer dissociatie.

13 14.10 Het % dissociatie van een zwak zure oplossing
[HA] initieel [HA] gedissocieerd x 100% Percentage dissociatie = Een 1,00 M azijnzuur oplossing heeft een [H+] van 4,2 x 10-3M. HA = 1,00 M. A1- = 4,2 x 10-3 M. % diss = =0,42% H3O1+(aq) + A1-(aq) HA(aq) + H2O(l) 1,00 4,2 x 10-3

14 Zelfstudie Leerstof: McMurray-Fay, Hfst 14.7 t/m 14.10
Opgaven t/m 14.16