Module 4 Zuren en Basen Antwoorden

Transcriptie

1 1 ph en indicatoren Opmerking: informatie over zuurbase indicatoren vind je in tabel 52A. 1 Een H + ion is eigenlijk gewoon een proton (zonder elektronenwolk). 2 Er moet een elektron worden verwijderd. Hiervoor is een (elektronegatief) deeltje nodig dat gemakkelijk een elektron kan opnemen. 3 4 OH - 5 ph = BTB geel geel groen blauw blauw TB rood oranje geel groen blauw Fenolft. kleurloos kleurloos kleurloos roze paarsrood 6 BTB is het meest geschikt omdat deze bij ph=7 in zijn omslaggebied zit en groen zal kleuren. 7 Lakmoes heeft een vrij ruim en onscherp omslagtraject: van 5,5 8,0. 8 Bij verdunnen gaat de ph altijd richting de ph=7 (neutraal). Dus bij het verdunnen van een zure oplossing wordt de ph groter en bij een basische oplossing juist kleiner. Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: De ph is een uitdrukking (in een dimensieloos getal) voor de zuurgraad van een waterige oplossing. De ph van water of een neutrale oplossing ligt bij kamertemperatuur rond de 7. Een zure oplossing heeft een ph lager dan 7 en bevat waterstof ionen. Net als andere ionen is het H + ion gehydrateerd, maar wel zo sterk dat het zich hecht aan één watermolecuul. Zo ontstaat een H3O + ion, ook wel het oxonium ion genoemd. Een basische oplossing heeft een ph hoger dan 7 en bevat hydroxide ionen. Werking en toepassing van zuurbase indicatoren 1

2 2 Zuren en zuursterkte Opmerking: informatie over de zuursterkte vind in tabel HNO3(l) + H2O(l) H3O + (aq) + NO3 - (aq) 2 Nitraat 3 H3PO4 4 Stap 1 H3PO4(s) + H2O(l) H3O + (aq) + H2PO4 - (aq) Stap 2 H2PO4 - (aq) + H2O(l) H3O + (aq) + HPO4 2- (aq) Stap 3 HPO4 2- (aq) + H2O(l) H3O + (aq) + PO4 3- (aq) 5 Een zuur staat een H + af en dat is feitelijk een proton. 6 ClO4-7 H2PO4 - (let op: mag maar één H + verschillen!) 8 Je houdt over: x 2 [CH3COOH] = 1, waaruit volgt dat x 2 = [CH3COOH] * 1, Vervolgens vullen we in voor [CH3COOH] = 0,10 M zodat x 2 = 1,8.10-6, waarna we de wortel kunnen trekken: x = (1, ) = 1, M. De verwaarlozing is (1, M 0,10 M)*100%. Dit 1,3 % en dus toegestaan Verder zie je dat in 0,10 M azijnzuur de [H3O + ] = 1, M. In vergelijking met 0,10 M zoutzuur is dit 0,10 1, = 75x zo laag. 9 De Kz >> 1 betekent: het evenwicht ligt volledig aan de rechter kant (geïoniseerd). 10 De volledige ionisatie geldt alleen voor de eerste trap (van H2SO4 naar HSO4 - ). 11 Zie ook vraag 4: H3PO4 - >> H3O + > H2PO4 - >> HPO4 2- >> PO Stel eerst de reactievergelijking op en bereken vervolgens met de evenwichtsvoorwaarde: NH4 + + H2O NH3 + H3O + { [H3O + ]. [NH3] } [NH4 + ] = Kz zoek op de Kz = 5, stel [H3O + ] = [NH3] = x en vul in [NH4 + ] = 0,10 x 2 = 5, x = (5, ) = 7, M dus [H3O + ]= 7, M 13 Een juiste berekening leidt er toe dat de verwaarlozing niet is toegestaan. Met verwaarlozing wordt de evenwichtsvoorwaarde: { [H3O + ]. [F - ] } [HF] = Kz en door te stellen [H3O + ] = [F - ] = x, [HF] = 0,010 en Kz = 6, krijgen we: x 2 = 6, en x = 2, M. Hier is de verwaarlozing dus niet toegestaan: (2, M 0,010 M) * 100% = 25%. Zonder verwaarlozing krijgen we door te stellen [H3O + ] = [F - ] = x, [HF] = 0,010 x een tweede graad vergelijking: x 2 (0,010 x) = 6,

3 die we vervolgens in de standaardvorm brengen om de wortel- of ABC-formule te kunnen toepassen: x 2 + 6, * x - 6, = 0. Uit deze vergelijking volgt: x1 = 2, M en x2 = -2, Dit laatste kan natuurlijk niet, want de molariteit kan nooit negatief zijn. Dus blijft over als goede antwoord [H3O + ] = 2, M. 14 Salpeterzuur is een 1-waardig zuur dus: [H3O + ] = 2, M waaruit volgt ph = - log (2, ) = 3,70 15 Ook zoutzuur is een 1-waardig zuur: ph = - log (2,0) = -0,30 (let op: de ph kan ook negatief zijn!) 16 Zwavelzuur is een 2-waardig zuur en als we aannemen dat ook de 2 e trap volledig verloopt (wat in werkelijkheid niet zo is) krijg je: [H3O + ] = 2 * 0,10 = 0,20 M en de ph = - log (0,20) = 0, [H3O + ] = 10 -ph = 10-5,50 = 3, M 18 [H3O + ] = 10 -ph = 10-1,60 = 2, M 19 Maak gebruik van je antwoord bij vraag 8: ph = - log (1, ) = 2,87 20 Maak gebruik van je antwoord bij vraag 12: ph = - log (7, ) = 5,13 21 De eerste trap loopt volledig: H2SO4 + H2O H3O + + HSO4 - Bij deze stap ontstaat dus in elk geval 0,10 M H3O + en 0,10 M [HSO4 - ]. De tweede trap levert ook een bijdrage aan [H3O + ] maar verloopt onvolledig: HSO4 - + H2O H3O + + SO4 2- Gezien de Kz waarde van dit evenwicht (1, ) mogen we aannemen dat de x niet te verwaarlozen is ten opzichte van [HSO4 - ]. De evenwichtsvoorwaarde is: Kz = { [H3O + ].[SO4 2- ] } / [HSO4 - ] Bij het invullen stellen we, let op: [H3O + ] = 0,10 + x [SO4 2- ] = x [HSO4 - ] = 0,10 -x Dit levert een tweede graad vergelijking op: 1, = ((0,10 + x).x) / (0,10 x) wordt uitgewerkt: x 2 + 0,11x 0,001 = 0 Met de ABC formule levert dit op: x1 = -0,12 en x2 = 0,0084 Alleen de x2 = 0,0084 heeft voor ons een betekenis, zodat de totale H3O + concentratie wordt: [H3O + ] = 0,10 + x = 0,10 + 0,0084 = 0,1084 M waaruit volgt ph = - log (0,1084) = 0,96 3

4 22 De oplosbaarheid van H2S bij 298 K = 0,102 M (tabel 44) en de Kz = 8, (tabel 49). Dit levert de volgende evenwichtsvoorwaarde op, waarbij we de x verwaarlozen: 8, = x 2 / 0,102 dus: x 2 = 0,102 * 8, = 9, en x = (9, ) = 9, waaruit volgt: ph = - log (9, ) = 4,02 23 Eerst uit de ph de [H3O + ] berekenen: [H3O + ] = 10 -ph = 10-2,37 = 0, M [H3O + ] = [Z - ] en neem aan dat [HZ] = 0,10 M (de x verwaarlozen) Invullen in de evenwichtsvoorwaarde levert op: Kz = (0,004266) 2 / 0,10 = 1, en pkz = - log (1, ) = 3,74 Het zou dus om HCOOH (mierenzuur/methaanzuur) kunnen gaan. 24 Ondermeer aan de kleine Kz, een relatief hogere ph waarde en een slechte stroomgeleiding. 25 H3O + (aq) + NO3 - (aq) 26 H2C2O4 (aq) Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: Bij het oplossen van zuren worden H3O + ionen gevormd. Dit proces noemen we de ionisatie van een zuur en geef je weer met een ionisatievergelijking. Een éénwaardig zuur kan één proton afstaan, een tweewaardig zuur twee protonen, etc. De formules en namen van een aantal belangrijke zuren en zuurresten. Een zuur-base koppel is een zuur en een base die één H + verschillen. Bij een zuur hoort een geconjugeerde base. Bij een base hoort een geconjugeerd zuur. Bij zwakke zuren is slechts een (vaak klein) deel van de moleculen is geïoniseerd en is dus sprake van een evenwicht. De zuursterkte wordt bepaald door de evenwichtsconstante Kz, ook wel de zuursconstante genoemd. Deze kun je opzoeken in tabel 49. Met de Kz en de evenwichtsvoorwaarde kun je de [H3O + ] berekenen. Uit de [H3O + ] is de ph te berekenen met ph = - log [H3O + ] en omgekeerd kun je de [H3O + ] uit de ph afleiden met [H3O + ] = 10 -ph. Bij de ph telt het getal voor de komma niet mee voor de significante cijfers! Omdat de meeste zwakke zuren slechts voor een klein deel in ionen zijn gesplitst, vaak maar voor 1% of minder, is afgesproken om ongesplitst te noteren. 4

5 3 Basen en base sterkte Opmerking: informatie over de base sterkte vind in tabel Ca(OH)2(s) Ca 2+ (aq) + 2 OH - (aq) 2 Kalkwater 3 Sterke base, zie tabel Kb = 1, Kb = { [NH4 + ].[OH - ] } / [NH3] 6 Als base is NH3 in staat om een proton (H + ) op te nemen. 7 Stel [NH4 + ] = [OH - ] = x en pas verwaarlozing toe: [NH3] = 0,10 (- x). Vul vervolgens in: Kb = { [NH4 + ].[OH - ] } / [NH3] 1, = x 2 / 0,10 x = (1, ) = 0, Stel [HCO3 - ] = [OH - ] = x en pas verwaarlozing toe: [CO3 2- ] = 0,10 (- x). Vul vervolgens in: Kb = { [HCO3 - ].[OH - ] } / [CO3 2- ] 2, = x 2 / 0,10 x = (2, ) = 0, Bij een neutrale oplossing geldt ph = 7,00. Hieruit volgt dat [H3O + ] = 1, In een neutrale oplossing geldt [H3O + ] = [OH - ] Hieruit volgt dat = [OH - ] = 1, en poh = 7,00. Dus ph + poh = 7,00 + 7,00 = 14, Volgens tabel 50A geldt bij 273 K dat pkw = 14,94. In neutraal milieu geldt ph = poh Uit de betrekking ph + poh = pkz volgt ph = 14,94 2 = 7,47 11 Volgens tabel 50A geldt bij 373 K dat pkw = 12,29. In neutraal milieu geldt ph = poh Uit de betrekking ph + poh = pkz volgt ph = 12,29 2 = 6,15 12 Uit 1 mol KOH ontstaat 1 mol OH -. poh = - log (2,0) = - 0,30 ph = 14 poh = 14,00 + 0,30 = 14,30 13 Uit 1 mol Ca(OH)2 ontstaat 2 mol OH -. poh = - log (2*0,015) = 1,50 ph = 14,00 poh = 14,00 1,50 = 12,50 14 poh = 14,00 9,20 = 4,80 [OH - ] = 10 -poh = 10-4,8 = 1, Bij vraag 7 vonden we [OH - ] = 0,0013 poh = - log (0,0013) = 2,89 waaruit volgt dat ph = 14,00 2,89 = 11,11 5

6 16 Bij vraag 8 vonden we [OH - ] = 0,0046 poh = - log (0,0046) = 2,34 waaruit volgt dat ph = 14,00 2,34 = 11,66 17 Uit de evenwichtsvoorwaarde volgt (met verwaarlozing): 1, = x 2 / 0,10 x = (1, ) = 1, poh = - log (1, ) = 5,89 waaruit volgt dat ph = 14,00 5,89 = 8,11 18 Aan de kleine Kb en een relatief hogere ph waarde. 19 Na + (aq) + OH - (aq) 20 C2H5NH2(aq) 21 C2H5NH2(aq), C2H5NH3 + (aq) en OH - (aq) Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: De formules en namen van een aantal belangrijke basen. Bij zwakke base neemt slechts een (vaak klein) deel van de deeltjes een proton op en is dus sprake van een evenwicht. De basesterkte wordt bepaald door de evenwichtsconstante Kb, ook wel de baseconstante genoemd. Deze kun je opzoeken in tabel 49. Met de Kb en de evenwichtsvoorwaarde kun je de [OH - ] berekenen. Uit de [OH - ] is de poh te berekenen met poh = - log [OH - ] en omgekeerd kun je de [OH - ] uit de poh afleiden met [OH - ] = 10 -poh. De betrekking ph + poh = 14,00 geldt voor iedere oplossing van 298 K. Hiermee kunnen we de poh omrekenen in de ph. Bij zwakke basen ontstaan weinig OH - ionen. Daarom is afgesproken om bijvoorbeeld een oplossing van ammoniak in water te noteren als NH3(aq). 6

7 4 Zuurbase reacties 1 H3O + (aq) + OH - (aq) 2 H2O(l) Tribune ionen zijn K + (aq) en NO3 - (aq). De reactie is aflopend want het is een reactie van een sterk zuur met een sterke base. 2 Idem, maar er treden twee reacties nu op, want naast een zuurbase reactie slaat er bariumsulfaat neer: H3O + (aq) + OH - (aq) 2 H2O(l) Ba 2+ (aq) + SO4 2- (aq) BaSO4(s) 3 Fe2O3(s) + 6 H3O + (aq) 2 Fe 3+ (aq) + 9 H2O(l) Tribune ion is Cl - (aq). De reactie is aflopend want het is een reactie van een sterk zuur met een sterke base. 4 CO3 2- (aq) + 2 HF(aq) CO2(g) + H2O(l) + 2 F - (aq) Tribune ion is Na + (aq). De reactie is aflopend want HF is een sterker zuur dan CO2(g) + H2O(l). Bovendien ontsnapt er CO2(g), waardoor de reactie aflopend wordt naar rechts. 5 NH3(aq) + H3O + (aq) NH4 + (aq) + H2O(l) Tribune ion is Cl - (aq). De reactie is aflopend want het is een reactie van een sterk zuur met een zwakke base. 6 Er vindt geen reactie plaats want als NH4 + een proton afstaat ontstaat er NH3. Dit is een veel sterkere base dan de base voor de pijl: H2PO Er vindt geen reactie plaats want als Cl - een proton opneemt ontstaat er HCl en dat is een sterk zuur. De geconjugeerde base van een sterk zuur kan nooit een H + opnemen. 8 NH4 + (aq) + S 2- (aq) NH3(aq) + HS - (aq) Het sulfide ion (= base) neemt één proton op van het ammonium ion (= zuur). Ga na dat het gevormde HS - een te zwakke base is om nog een proton op te nemen! 9 Na2O(s) + H2O(l) 2 Na + (aq) + 2 OH - (aq) Bij deze reactie reageert water als zuur en staat een proton af: H2O H + + OH - en neemt het oxide ion een proton op: O 2- + H + OH - 10 SO3(g) + H2O(l) H2SO4(l) 11 P2O5(g) + 3 H2O(l) 2 H3PO4(l) Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: Net als bij het oplossen van een zuur of base is bij een zuurbase reactie sprake van proton (H + ) overdacht. Zuren staan protonen af en basen nemen protonen op. Reacties van sterke zuren en/of sterke base basen zijn altijd aflopend naar rechts. Of de reacties van een zwak zuur met een zwakke base verloopt hangt af van de zuursterkte en basesterkte. Naarmate de zuursterkte en basesterkte afneemt, zal de reactie minder goed (evenwicht) of helemaal niet verlopen. Metaaloxiden vormen met water basische oplossingen en zijn basevormend. Niet-metaaloxiden vormen met water zure oplossingen en zijn zuurvormend. 7

8 5 Amfolyten 1 Als base: HCO3 - + H + H2CO3 (valt uiteen in CO2 + H2O) Als zuur: HCO3 - CO H + 2 Stel eerst de evenwichtsvoorwaarde op en vul deze vervolgens in: Kb = { [OH - ].[ CO2] } / [HCO3 - ] 2, = x 2 / 0,10 x = (2, ) = 4, poh = - log (4, ) = 4,33 ph = 14,00 4,33 = 9,67 3 Stel eerst de evenwichtsvoorwaarde op en vul deze vervolgens in: Kz = { [H3O + ].[ CO3 2- ] } / [HCO3 - ] 4, = x 2 / 0,10 x = (4, ) = 2, ph = - log (2, ) = 5,67 4 De Kb waarde is groter dan de Kz waarde. 5 Water als zuur: H2O + sterke base (bv. O 2- ) OH - Water als base: H2O + sterk zuur (bv. HCl) H3O + 6 De Kz is veel groter dan de Kb. Er ontstaat dus een zure oplossing. Met behulp van de evenwichtsvoorwaarde kun je de ph berekenen: Kz = { [H3O + ].[ SO4 2- ] } / [HSO4 - ] 1, = x 2 / 0,10 x = (1, ) = 0,032, dus er is 0,032/0,10 x 10 2 % = 32 % geïoniseerd: 1, = x 2 / (0,10 x) x 2 + 1, x 1, = 0; via abc-formule: X = 0,027 = [H3O + ] ph = - log (0,027) = 1,57 7 Het waterstofsulfaat ion reageert in de praktijk nooit als base. Als het een proton zou opnemen, ontstaat er zwavelzuur en dat is een sterk zuur! 8 Zoek in BINAS de Kz en Kb op van HPO Kz = 4, Kb = 1, De Kb >> Kz dus ph > 7 10 De NH2 groep is (net als ammoniak) in staat om een proton op te nemen: CH3CH(NH2)COOH(aq) + H3O + (aq) CH3CH(NH3 + )COOH(aq) + H2O(l) 8

9 11 De COOH groep is (net als bij azijnzuur) in staat om een proton af te staan: CH3CH(NH2)COOH(aq) + OH - (aq) CH3CH(NH2)COO - (aq) + H2O(l) 12 De lading van een aminozuur wordt bepaald door de ph. Is de ph laag (zuurder; meer H + ), dan draagt het aminozuur een netto positieve lading. Is de ph hoger (basischer), dan draagt het een netto negatieve lading. Het iso-elektrisch punt (pi of IEP) is de ph waarbij een aminozuur geen netto elektrische lading draagt. De pi wordt berekend op basis van de pka's: 13 Voor alanine geldt pi = 6,11 14 Een zwitterion heeft zowel een positieve als negatieve lading. Moleculen met een zure en een basische groep zijn bij een bepaalde ph zwitterion. Het ion kan gevormd worden door een interne zuur-base reaktie. Een aminozuur is een voorbeeld van een zwitterion. Ook zijn zwitterionen vaak goede buffers (zie volgende paragraaf). Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: Een amfolyt is een deeltje dat als zuur, maar ook als base kan reageren. Of een oplossing van een amfolyt in water zuur of basisch is, kan worden afgeleid uit de zuur- en baseconstante van deze amfolyt 9

10 6 Buffers 1 Zoutzuur reageert met natronloog. Er ontstaat een natriumchloride oplossing. Hierin bevinden zich geen zure of basische deeltjes. 2 CH3COOH(aq) + CH3COO - (aq) CH3COO - (aq) + CH3COOH(aq) 3 CH3COO - (aq) + H3O + (aq) CH3COOH(aq) + H2O(l) 4 CH3COOH(aq) + OH - (aq) CH3COO - (aq) + H2O(l) 5 Zie vraag 3 en 4: zonder base èn zuur is het onmogelijk om zowel H3O + als OH - te neutraliseren. 6 Door de reactie van azijnzuur met natronloog ontstaan er acetaat ionen: CH3COOH(aq) + OH - (aq) CH3COO - (aq) + H2O(l) Je moet er alleen wel voor zorgen dat niet alle maar ongeveer de helft van de azijnzuur moleculen wordt omgezet in acetaat ionen! 7 Stel eerst de evenwichtsvergelijking op en daarna de evenwichtsvoorwaarde: H2PO4 - + H2O HPO H3O + { [H3O + ]. [HPO4 2- ] } / [H2PO4 - ] = Kz Zoek op de Kz = 6, Vul in [HPO4 2- ] = 0,38 M en [H2PO4 - ] = 0,46 M en bereken vervolgens [H3O + ] resp. de ph: [H3O + ] = 6, (0,46 / 0,38) = 7, M ph = -log 7, = 7,12 8 Bereken eerst het aantal mmol OH - : 5, L * 2,5 M = 0,0125 mol OH - Deze hoeveelheid OH - wordt geneutraliseerd door H2PO4 - in de molverhouding 1:1. OH - (aq) + H2PO4 - (aq) H2O(l) + HPO4 2- (aq) Bij deze reactie verdwijnt 0,0125 mol H2PO4 - en ontstaat 0,0125 mol HPO4 2- : [HPO4 2- ] = 0,38 + 0,0125 = 0,3925 M [H2PO4 - ] = 0,46 0,0125 = 0,4475 M Na invullen in de evenwichtsvoorwaarde is de conclusie dat de ph nauwelijks verandert: { [H3O + ]. [HPO4 2- ] } / [H2PO4 - ] = Kz { [H3O + ]. 0,3925 M } / 0,4475 M = 6, [H3O + ] = 6, (0,4475 / 0,3925) = 7, M ph = -log 7, = 7,15 9 Stel eerst de evenwichtsvergelijking op en daarna de evenwichtsvoorwaarde: CH3COOH + H2O CH3COO - + H3O + { [H3O + ]. [CH3COO - ] } / [CH3COOH] = Kz Zoek op de Kz = 1, en bereken vervolgens [H3O + ] = 10 -ph = 10-3,74 = 1, M. 10

11 Invullen { 1, M. [CH3COO - ] } / [CH3COOH] = 1, levert op: { [CH3COO - ] / [CH3COOH] } = 1, dus de verhouding [CH3COO - ] : [CH3COOH] = 1 : 10. In 100 ml 1,0 M azijnzuur zit 0,10 mol CH3COOH. Er moet dus worden toegevoegd 0,010 mol NaCH3COO. De molmassa van NaCH3COO is 82,03 g/mol. Dus toevoegen 82,03 g/mol * 0,010 mol = 0,82 gram NaCH3COO. Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: Bij een bufferoplossing blijft de ph constant als we een beetje zuur of base toevoegen. Ook bij verdunnen verandert de ph niet. Buffer oplossingen bestaat uit een zuurbase koppel van een zwak zuur en zijn zwakke base. Beide moeten in voldoende mate aanwezig zijn. Rekenen aan een buffermengsel met behulp van de evenwichtsvoorwaarde. 11

12 7 Kwantitatieve analyse 1 CO3 2- (aq) + 2 H3O + (aq) CO2(g) + 3 H2O(l) Tribune ionen zijn Na + (aq) en Cl - (aq). 2 Zie vraag 1. Molverhouding = 1 : ,55 ml * 0,1036 mmol/ml = 1,82 mmol HCl 1,82 mmol HCl : 0,91 mmol Na2CO3 0,91 mmol Na2CO3 in 25,00 ml komt overeen met 4 * 0,91 mmol = 3,64 mmol in 100,0 ml 3,64 mmol mmol Na2CO3 * 106,0 mg/mmol = 385,5 mg = 0,3855 gram Massa% Na2CO3 = ( 0,3855 1,04 ) * 100% = 37,1% 4 Stel het aantal kristalwatermoleculen op x. Dan wordt de molmassa van de kristalsoda gelijk aan 106,0 + 18,02.x. Er is 1040 mg kristalsoda afgewogen. Verder weten we dat er 3,64 mmol natriumcarbonaat in deze kristalsoda aanwezig was. Hiermee kunnen we de volgende betrekking opstellen: 1040 ( 106,0 + 18,02.x ) = 3,64 Een juiste berekening leidt tot het antwoord x = 10. Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: Een titratie is een kwantitatieve analyse methode. Bij een zuurbase titratie laat men een zuur neutraliseren door een base of omgekeerd. Eén van beide oplossingen heeft een bekende concentratie. De concentratie van de andere oplossing is dan te berekenen. Door toevoeging van een geschikte indicator kunnen we zien of het eindpunt of equivalentiepunt is bereikt. 12

13 8 Titratiecurve 1 BTB heeft een omslagtraject bij ph = 7 (6,0 7,6) 2 Lakmoes heeft een vrij ruim omslagtraject (5,5 8,0). 3 Fenolrood of neutraalrood. 4 Oxaalzuur is een tweewaardig zuur. 5 Lees het 2 e equivalentiepunt af: 13 ml. 13 ml x 0,103 M = 1,339 mmol natronloog Molverhouding oxaalzuur : natronloog = 1 : 2 Dus 0,5 x 1,339 = 0,67 mmol oxaalzuur 0,67 mmol oxaalzuur opgelost in 10 ml = 0,067 M Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: Het equivalentiepunt kun je ook bepalen via een titratiecurve. In de buurt van het equivalentiepunt zijn de concentraties [H3O + ] en [OH - ] zeer laag. Bij iedere toevoeging van een kleine hoeveelheid zuur of base verandert de ph heel sterk. Dit gebied is gemakkelijk terug te vinden in de titratiecurve. In de titratiecurve kun je de pkz van een zwak zuur of de pkb van een zwakke base aflezen, want halverwege de titratie is de precies de helft van HZ omgezet in Z en geldt dus dat [HZ] = [Z - ] en verandert de formule van Henderson-Hasselbalch in ph = pkz 13

14 10 Voorbeeld proefwerkopgaven 1 C6H8O7 2 Er zitten 3 zure COOH groepen in, die een H + kunnen afsplitsen. 3 C6H7O7 - C6H6O7 2- C6H5O7 3-4 C6H7O7-5 Uit ph = 2,50 volgt dat [H3O + ] = 10-2,50 = 0,00316 M en [CH3COO - ] = 0,00316 M. Invullen in de evenwichtsvoorwaarde levert op: Kz = 1, = (0,00316) 2 / [CH3COOH] Hieruit volgt [CH3COOH] = 0,56 M 6 In 1,0 kg (= 1,0 liter) zit 0,56 mol CH3COOH. Dit is 0,56 * 60,05 = 33 gram. Massa% = ( ) * 100% = 3,3%. Nee, voldoet dus niet aan de warenwet! 7 Het in het regenwater opgelost koolstofdioxide vormt met water koolzuur, waardoor de ph lager is dan 7. 8 [H3O + ] = 10-4,50 = 3, M 9 Bij verbrandingsreacties is de temperatuur zo hoog dat stikstof en zuurstof uit de lucht met elkaar kunnen reageren tot stikstofoxiden. 10 In de Low-NOx-brander wordt via een nieuwe verbrandingstechniek de uitstoot van stikstofoxiden (NOx) verminderd. 11 S + O2 SO2 2 SO2 + O2 2 SO3 SO3 + H2O H2SO4 Of een combinatie van bovenstaande reacties: 2 S + 3 O2 + 2 H2O 2 H2SO4 12 Bijvoorbeeld: 4 NO + 3 O2 + 2 H2O 4 HNO3 13 Kunstmest bevat ammoniumionen. Deze kunnen door het afstaan van een proton omgezet worden in gasvormig ammoniak. In de lucht kan ammoniak door reactie met zuurstof worden omgezet in salpeterzuur. 14 Kalkrijke bodems bevatten calciumhydroxide of calciumcarbonaat. Beide stoffen zijn basen en kunnen een zuur neutraliseren. 15 De grond- en bodemsoorten bevatten geen basische stoffen. 16 CaCO3(s) + 2 H3O + (aq) Ca 2+ (aq) + CO2(g) + 3 H2O(l) 14

15 17 Zoals uit bovenstaande reactievergelijking blijkt worden de calciumionen in een opgeloste toestand gebracht. Zure regen bevat salpeterzuur en zwavelzuur. De zuurrestionen van deze zuren zijn het nitraat en sulfaat ion. Deze ionsoorten vormen geen neerslag met calciumionen. Ga dit na in tabel 45A H2O(l) + CO2(g) HCO3 - (aq) + H3O + (aq) 19 Het H2CO3 treedt op als zuur en HCO3 - als geconjugeerde base. 20 Gebruik de betrekking ph = pkz + log { [Z - ] / [HZ] } ph = pkz + log { [HCO3 - ] / [CO2] } 7,40 = 6,35 + log { [HCO3 - ] / [CO2] } 1,05 = log { [HCO3 - ] / [CO2] } [HCO3 - ] / [CO2] = 10 1,05 = Waterstofcarbonaat is een base en kan melkzuur neutraliseren. 22 In de maag zit maagzuur (zoutzuur) dat reageert met de waterstofcarbonaat ionen: HCO3 - (aq) + H3O + (aq) 2 H2O(l) + CO2(g) Het innemen van waterstofcarbonaat heeft dus geen enkele zin. Bijkomend nadeel is de ontwikkeling van het gas koolstofdioxide. 23 CO2(g) + Ba 2+ (aq) + 2 OH - (aq) BaCO3(s) + H2O(l) 24 25,0 ml 0,010 M barietwater bevat 0,0250 L * 0,010 M * 2 = 5, mol OH - ionen 5, mol OH - ionen reageren met 2, mol CO2 2, mol CO2 neemt een volume in van 2, mol * 24,0 dm 3.mol -1 = 0,00600 dm 3 Volume% CO2 = (0, ,1) * 100% = 3, % Extra ph sommen 1 2,0 gram NaOH 40,00 = 0,050 mol 0,050 mol 0,500 liter = 0,10 M poh = - log 0,10 = 1,00 ph = 14,00 1,00 = 13,00 2 ph = 12,30 dus poh = 1,70 en [OH - ] = 10-1,70 = 0,020 M Uit 1 mol Ca(OH)2 ontstaat 2 mol OH - (aq) dus de molariteit kalkwater is 0,010 M De molmassa van Ca(OH)2 is 74,09 g.mol -1 waaruit volgt de maximale oplosbaarheid: 0,010 M * 74,09 g.mol -1 = 0,74 g.l ,0 L zoutzuur weegt 1,19 kg 37 massa% van 1,19 kg = 440,3 gram HCl 440,3 g 36,46 g.mol -1 = 12,1 mol (per liter) [H3O + ] = 12,1 M ph = - log 12,1 = -1,08 15

16 Samenvatting Module 4 1 ph en indicatoren De ph is een uitdrukking (in een dimensieloos getal) voor de zuurgraad van een waterige oplossing. De ph van water of een neutrale oplossing ligt bij kamertemperatuur rond de 7. Een zure oplossing heeft een ph lager dan 7 en bevat waterstof ionen. Net als andere ionen is het H + ion gehydrateerd, maar wel zo sterk dat het zich hecht aan één watermolecuul. Zo ontstaat een H3O + ion, ook wel het oxonium ion genoemd. Een basische oplossing heeft een ph hoger dan 7 en bevat hydroxide ionen. De ph van een oplossing kan op verschillende manieren worden gemeten, bijvoorbeeld met een ph meter maar ook met stoffen die verkleuren bij een bepaalde ph. Deze stoffen noemt men ph indicatoren. De indicatoren die we op school gebruiken vind je in BINAS tabel 52A. 2 Zuren en basen Bij het oplossen van zuren worden H3O + ionen gevormd. Dit proces noemen we de ionisatie van een zuur en geef je weer met een ionisatievergelijking. Een éénwaardig zuur kan één proton afstaan, een tweewaardig zuur twee protonen, etc. Een zuurbase koppel is een zuur en een base die één H + verschillen. Bij een zuur hoort een geconjugeerde base. Bij een base hoort een geconjugeerd zuur. Bij zwakke zuren is slechts een (vaak klein) deel van de moleculen is geïoniseerd en is dus sprake van een evenwicht. De zuursterkte wordt bepaald door de evenwichtsconstante Kz, ook wel de zuursconstante genoemd. Deze kun je opzoeken in tabel 49. Met de Kz en de evenwichtsvoorwaarde kun je de [H3O + ] berekenen. Omdat de meeste zwakke zuren slechts voor een klein deel in ionen zijn gesplitst, vaak maar voor 1% of minder, is afgesproken om ongesplitst te noteren. Bij zwakke base neemt slechts een (vaak klein) deel van de deeltjes een proton op en is dus sprake van een evenwicht. De basesterkte wordt bepaald door de evenwichtsconstante Kb, ook wel de baseconstante genoemd. Deze kun je opzoeken in tabel 49. Met de Kb en de evenwichtsvoorwaarde kun je de [OH - ] berekenen. Bij zwakke basen ontstaan weinig OH - ionen. Daarom is afgesproken om bijvoorbeeld een oplossing van ammoniak in water te noteren als NH3(aq). 3 ph berekeningen Uit de [H3O + ] is de ph te berekenen met ph = - log [H3O + ] en omgekeerd kun je de [H3O + ] uit de ph afleiden met [H3O + ] = 10 -ph. Bij de ph telt het getal voor de komma niet mee voor de significante cijfers! Uit de [OH - ] is de poh te berekenen met poh = - log [OH - ] en omgekeerd kun je de [OH - ] uit de poh afleiden met [OH - ] = 10 -poh. De betrekking ph + poh = 14,00 geldt voor iedere oplossing van 298 K. Hiermee kunnen we de poh omrekenen in de ph. 4 Zuurbase reacties Net als bij het oplossen van een zuur of base is bij een zuurbase reactie sprake van proton (H + ) overdacht. Zuren staan protonen af en basen nemen protonen op. Reacties van sterke zuren en/of sterke base basen zijn altijd aflopend naar rechts. Of de reacties van een zwak zuur met een zwakke base verloopt hangt af van de zuursterkte en basesterkte. Naarmate de zuursterkte en basesterkte afneemt, zal de reactie minder goed (evenwicht) of helemaal niet verlopen. Metaaloxiden vormen met water basische oplossingen en zijn basevormend. Niet-metaaloxiden vormen met water zure oplossingen en zijn zuurvormend. 5 Amfolyten Een amfolyt is een deeltje dat als zuur, maar ook als base kan reageren. Of een oplossing van een amfolyt in water zuur of basisch is, kan worden afgeleid uit de zuur- en baseconstante van deze amfolyt. 16

17 6 Buffers Bij een bufferoplossing blijft de ph constant als we een beetje zuur of base toevoegen. Ook bij verdunnen verandert de ph niet. Buffer oplossingen bestaat uit een zuurbase koppel van een zwak zuur en zijn zwakke base. Beide moeten in voldoende mate aanwezig zijn. De ph van een buffermengsel kun je berekenen met behulp van de evenwichtsvoorwaarde. 7 Titraties Een titratie is een kwantitatieve analyse methode. Bij een zuurbase titratie laat men een zuur neutraliseren door een base of omgekeerd. Eén van beide oplossingen heeft een bekende concentratie. De concentratie van de andere oplossing is dan te berekenen. Door toevoeging van een geschikte indicator kunnen we zien of het eindpunt of equivalentiepunt is bereikt. 8 Titratiecurve Het equivalentiepunt kun je ook bepalen via een titratiecurve. In de buurt van het equivalentiepunt zijn de concentraties [H3O + ] en [OH - ] zeer laag. Bij iedere toevoeging van een kleine hoeveelheid zuur of base verandert de ph heel sterk. Dit gebied is gemakkelijk terug te vinden in de titratiecurve. In de titratiecurve kun je de pkz van een zwak zuur of de pkb van een zwakke base aflezen, want halverwege de titratie is de precies de helft van HZ omgezet in Z en geldt [HZ] = [Z - ] en verandert de formule van Henderson-Hasselbalch in ph = pkz 17