5.4 ph van oplossingen van zwakke zuren of zwakke basen

Transcriptie

1 Opmerking: We gaan ervan uit, dat bij het mengen van oplossingen geen volumecontractie optreedt. Bij verdunde oplossingen is die veronderstelling gerechtvaardigd. 5.4 ph van oplossingen van zwakke zuren of zwakke basen Tussen H 3 O + en H O staan in de linker kolom van tabel 49 de zwakke zuren die in een oplossing niet volledig kunnen splitsen, maar een evenwicht geven zoals bijvoorbeeld waterstoffluoride: HF + H O H 3 O + + F of HF H + + F Voor dit evenwicht geldt de volgende evenwichtsvoorwaarde: + [H ] [F ] [HF] K z. De evenwichtsconstante K z voor dit evenwicht is de zuurconstante (in het Engels K a ). Voor waterstoffluoride is deze bij 98K gelijk aan Binas geeft van de zwakke zuren niet alleen de waarde van de zuurconstante, maar ook de negatieve logaritme van de zuurconstante: pk z log(k z ). Een grotere K z betekent dat het zuur/base evenwicht meer rechts, dus aan de kant van H + ligt. Een zuur met een grotere K z is sterker omdat de H + ionenconcentratie groter is. En, hoe kleiner de K z waarde van een zwak zuur, des te zwakker is het zuur, maar des te groter is de pk z waarde. Alle waarden in tabel 49 gelden bij 98K en met water als oplosmiddel. Ook alle carbonzuren, die de groep COOH bevatten, behoren tot de zwakke zuren. De zuren in de linker kolom van tabel 49, die onder H O staan, zijn zo zwak dat ze in een waterige oplossing helemaal geen H + ionen afsplitsen. Hun oplossingen zijn neutraal. De zwakke basen staan in de rechter kolom van tabel 49 tussen OH en H O en geven in een waterige oplossing een evenwicht, zoals bijvoorbeeld de acetaationen doen in een natriumacetaatoplossing: CH 3 COO + H O CH 3 COOH + OH Hierbij hoort de volgende evenwichtsvoorwaarde: [ CH 3COOH ] [ OH ] [ CH 3COO ] K b. De evenwichtsconstante K b voor dit evenwicht is de baseconstante. Voor het acetaation is deze bij 98 K gelijk aan De waarden voor de baseconstanten staan, evenals de pk b of log (K b ) waarden, vermeld in Binas, tabel 49. Een grotere K b betekent een sterkere base, omdat de OH ionen concentratie dan groter is. De basen boven H O zijn zo zwak dat ze als neutraal beschouwd kunnen worden. De ph van een oplossing van een zwak zuur of een zwakke base kan als volgt berekend worden: Voorbeeld Bereken de ph van 0.10 M (mol per liter) azijnzuur. Antwoord De officiële formule van azijnzuur is CH 3 COOH, alleen de H van de COOHgroep kan afgesplitst worden. Bij zuur/baseberekeningen wordt meestal met de formule HAc gewerkt. Azijnzuur geeft in oplossing een evenwicht: HAc H + + Ac 1

2 De hoeveelheid HAc die splitst is waarschijnlijk te verwaarlozen ten opzichte van de oorspronkelijke hoeveelheid. Na het instellen van het evenwicht zal gelden: [HAc] 0.10 M. (Als de hoeveelheid gesplitst azijnzuur berekend is, moet achteraf gecontroleerd worden of deze verwaarlozing terecht was.) Omdat elk molecuul azijnzuur dat splitst één H + en één Ac geeft, zijn de concentraties van deze ionen gelijk: [H + ] [Ac ]. De evenwichtsconstante van het evenwicht is K z en is te vinden in Binas tabel 49: K z + [H ] [Ac ] [HAc] + [H ] [H + ] [H + ] M ( [Ac ]) ph log( ).88 (Er is ook mol azijnzuur per liter geïoniseerd. Dit is ongeveer 1 % van de opgeloste hoeveelheid. Dit kon dus inderdaad verwaarloosd worden. Meestal wordt hiervoor ca. 10% als grens aangehouden.) voorbeeld Bereken de ph van een oplossing van molair (mol per liter) natriumacetaat. antwoord Natriumacetaat splitst bij oplossen direct in Na + en Ac. Het laatste ion is een zwakke base en geeft het evenwicht: Ac + H O HAc + OH De berekening van de ph gaat net als de phberekening van een oplossing van een zwak zuur, maar nu wordt eerst de poh uitgerekend en van daaruit pas de ph. Voor het evenwicht geldt dat [HAc] [OH ] en [Ac ] M. Dit invullen in de evenwichtsvoorwaarde geeft het volgende: K b [HAc] [OH ] [Ac ] [OH ] [OH ] [OH ] M ( [HAc]) poh log( ) 5.6 ph (Ook in dit geval is de verwaarlozing van de M terecht geweest.) M HAc ten opzichte van de oorspronkelijke 5.5 ph van amfolytoplossingen Een deeltje dat zowel zuur als base kan zijn heet een amfolyt. Om de ph van een amfolytoplossing te kunnen berekenen, moet je weten wat de zuurconstante én de baseconstante van de amfolyt zijn. Een voorbeeld van een amfolyt is het diwaterstoffosfaation (H PO 4 ) uit natriumdiwaterstoffosfaat. Natriumdiwaterstoffosfaat splitst bij oplossen in Na + en H PO 4. Binas, tabel 49 geeft de volgende waarden: K z (linker kolom) en K b (rechter kolom). De zuurconstante is veel groter dan de baseconstante, waardoor het H PO 4 ion als zuur reageert. De phberekening gaat volkomen analoog als die van een normaal zwak zuur, uitgaande van K z Voor het (mono)waterstoffosfaation HPO 4 geldt: K z en K b Hier is de zuurconstante veel kleiner dan de baseconstante. Het (mono) waterstoffosfaation is dus een base. De phberekening gaat zoals die van andere zwakke basen, uitgaande van K b

3 5.6 ph van bufferoplossingen Een buffer of bufferoplossing is een oplossing waarvan de ph niet al te veel verandert na toevoeging van een kleine hoeveelheid sterk zuur of sterke base. Ook bij redelijk grote verdunningen blijft de ph van een buffer constant. In oppervlaktewater, maar ook in de bodem spelen buffers een hele belangrijke rol bij het reguleren van de ph. Een bufferoplossing bestaat uit een oplossing van een zwak zuur (HZ) en zijn geconjugeerde base (Z ). Het gevolg is het evenwicht: HZ + H O H 3 O + + Z of simpeler HZ H + + Z Er geldt nu niet meer dat [H + ] [Z ], maar de evenwichtsvoorwaarde blijft natuurlijk wel gelden: K z + [H ] [Z ] + [H ] [Z ] pk z p( ) [Z ] pk z log( [H + ] ) pk z log [H + ] log [Z ] pk z ph log ( [Z ] ) ph pk z + log( [Z ] ) Omdat het zuur en de bijbehorende base in hetzelfde volume zitten, hoeft er niet met concentraties gewerkt te worden, maar kan het ook met hoeveelheden uitgedrukt in mol: ph pk z + log (hoeveeldheid base / hoeveeldheid zuur) Dit is de formule van HendersonHasselbach of de bufferformule. De grootste weerstand tegen phverandering of de grootste buffercapaciteit wordt bereikt als de hoeveelheden van het zwakke zuur en zijn geconjungeerde base gelijk zijn. De ph is dan gelijk aan de pk z. De buffer werkt dan dus het best. Een vuistregel is dat in een goed werkende buffer de hoeveelheid zuur en base niet meer dan een factor 10 verschillen. voorbeeld Bereken de ph van een oplossing waarin zich 0.1 mol K HPO 4 en mol NaH PO 4 bevindt. antwoord Na oplossen van deze zouten zijn als negatieve ionen H PO 4 en HPO 4 aanwezig. Dit zijn een zwak zuur en zijn geconjugeerde base en dus geldt de bufferformule. pk z (H PO 4 ) 7.1 (Binas tabel 49). ph pk z (H PO 4 ) + log( HPO HPO 4 4 ) log( )

4 5.7 phberekeningen bij zuurbasereacties Als we een oplossing van een sterk zuur toevoegen aan een oplossing van een sterke base, dan treedt de volgende reactie op: H 3 O + (aq) + OH (aq) H O(l) Als er een overmaat H 3 O + (aq) is, dan zal alle OH (aq) worden omgezet in water. Er blijft H 3 O + over. Daardoor is de ph van de oplossing kleiner dan 7. Als OH in overmaat aanwezig is, dan zal de ph van de oplossing groter dan 7 zijn. phberekeningen van dit type zijn bij sterke zuren en basen vrij eenvoudig uit te voeren. stappenschema Dat gaat in de volgende stappen: 1 Bereken het aantal mol H 3 O + (aq) uit c(zuur). Bereken het aantal mol OH (aq) uit c(base). 3 Bereken het aantal mol H 3 O + (aq) of OH (aq), dat in overmaat aanwezig is. 4 Tel de volumes van zure en basische oplossing bij elkaar: Verwaarloos daarbij mogelijke volumecontractie. Bij verdunde oplossingen is dat toegestaan. 5 Bereken de [H 3 O + ] of [OH ] en daaruit de ph van de oplossing Voorbeeld 00 ml barietwater, c(ba(oh) ) mol/l wordt bij 100 ml zoutzuur, c(hci) mol/l geschonken. Bereken de ph van de oplossing bij 98 K. 1 Er is 0.00 L 0.14 mol/l mol OH.. Er is L 0.50 mol/l mol H 3 O +. 3 Er is mol OH in overmaat aanwezig. 4 Het totale volume is 300 ml. 5 [OH ] mol/(0.300 L) 0.00 mol/l. poh 1.70; ph Ga er bij de volgende opgaven van uit, dat de temperatuur 98 K is. Zuren, Basen, Buffers Sterke zuren en sterke basen De ph van sterke zuren en sterke basen is eenvoudig te berekenen. Sterke zuren en basen zijn volledig gesplitst. Voorbeelden van sterke zuren zijn HCL (zoutzuur), HNO 3 (salpeterzuur), H SO 4 (zwavelzuur). (NB zwavelzuur geeft mol H + of H 3 O + per mol opgelost zuur!) Sterke zuren staan linksboven in tabel 49 van Binas. Voorbeelden van sterke basen zijn alle oplosbare hydroxiden (NaOH, KOH, Ca(OH) ). In tabel 49 van Binas staan de sterke basen rechts onderaan. Zie voorbeeld in Waterevenwicht, paragraaf 5.3. Zwakke zuren en zwakke basen Zwakke zuren en basen splitsen bij oplossen in water niet volledig maar slecht voor een klein deel. Er ontstaat een evenwicht: 4

5 zuur: HZ + H O H 3 O + + Z evenwichtsvergelijking: base: Z + H O OH + HZ evenwichtsvergelijking: K z [ H 3 O + ].[ Z [ HZ] ] [OH ]. b K [Z ] De evenwichtsconstanten zijn op te zoeken in de tabel met Zuur en Baseconstanten (Binas tabel 49). Zwak zuur Willen we bijvoorbeeld van een oplossing van een zwak zuur de ph weten, dan zullen we de [H 3 O + ] moet berekenen. Daar hebben we de concentratie niet gesplitst zuur voor nodig en die kennen we niet. Stel dat van de oorspronkelijke opgeloste concentratie zuur (c) een deel x gesplitst is, dan geldt: [H 3 O + ] [Z ] x, en c x. Invullen in de evenwichtsvergelijking geeft de vergelijking: x K Z c x Deze vergelijking kunnen we oplossen met x als onbekende: x + K z.x K z. c 0 Het is een kwadratische vergelijking waarvan de positieve oplossing is: + [H3O ] K + K +4K x z z z Omdat in bijna alle gevallen de concentratie x klein is ten opzichte van de concentratie c, wordt deze x verwaarloosd ten opzichte van c. De evenwichtsvergelijking wordt dan een stuk eenvoudiger: x K z c + en dus [H O ] x K c 3 z Wel moet achteraf gecontroleerd worden of de verwaarlozing terecht was. Zwakke base Voor zwakke basen komen op delfde manier tot de volgende vergelijking: zonder verwaarlozing: met verwaarlozing van x ten opzichte van c: K b+ K b+4k b.c [OH ] x [OH ] x K b.c c Als de concentratie [H 3 O + ] of [OH ] bekend is, kan de ph berekend worden. Zie voorbeeld in Waterevenwicht, paragraaf 5.4. Bekende zwakke zuren zijn: azijnzuur (HC 3 COOH) met K z

6 mierenzuur (HCOOH) met K z benzoëzuur (C 6 H 5 COOH) met K z bekende zwakke base: NH 3 met K b Amfolyten Amfolyten kunnen zowel als zuur of als base reageren bij oplossen in water. Dat verschijnsel doet zich voor bij meerwaardige zuren als H 3 PO 4. Dit zuur kan in 3 stappen splitsen: H 3 PO 4 + H O H 3 O + + H PO 4 H PO 4 + H O H 3 O + + HPO 4 HPO 4 + H O H 3 O + + PO 4 3 dat betekent dat H PO 4 en HPO 4 base zijn en ook als base kunnen reageren. Of dat gebeurt, hangt van de constanten K z en de K b af. Is K z > K b dan reageert het ion als zuur, anders als base. bijvoorbeeld voor HPO 4 is de zuurconstante K z en K b K b > K z en dus zal HPO 4 reageren als een zwakke base. Voorbeeld: Wat is de ph van een oplossing van 10 gram NaHSO 4 in 1 liter? Oplossing: Het gaat in oplossing om het ion HSO 4 daarvan is de zuurconstante K z gelijk aan (zie tabel 49 in Binas) en de baseconstante is gelijk aan K b << Dus zal de reactie zuur zijn. 10 g NaHSO 4 in 1 liter geeft 10/10.1 per liter mol/l ofwel: [H O ].[SO ] K z [HSO 4] + [H3O ] waaruit volgt: [H 3 O + ] Deze concentratie is niet te verwaarlozen ten opzichte van en dus wordt K + Kz + 4Kz c [H3O] z ph log( ) (met verwaarlozing zouden we 1.50 vinden). Buffers Buffers zijn een mengsel van een zwak zuur en zijn geconjugeerde zwakke base: bijvoorbeeld een oplossing van azijnzuur en natriumacetaat. Een buffer is in staat om kleine schommelingen in de ph op te vangen en de ph constant te houden. De ph van een buffer wordt berekend met de bufferformule: hoeveelheid base ph pkz + log hoeveelheid zuur De verhouding base/zuur zal om redelijk te kunnen werken rond de 1 liggen, zodat de ph van een buffer in de buurt van de pk z ligt. een mengsel van NaH PO 4 en Na HPO 4 in molverhouding 1:1 heeft een ph van 7.1 Zie verder voorbeeld in Waterevenwicht paragraaf 5.6 6