Springen naar inhoud

[chemie] ph berekenen bij het mengen van een zuur en base


  • Log in om te kunnen reageren

#1

ceetn

    ceetn


  • >100 berichten
  • 217 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 26 juni 2009 - 08:48

Hoi,

Ik ben niet helemaal zeker van mijn werkwijze voor de volgende oefening. Misschien kan iemand me helpen ?

Men mengt 20l zwavelzuur, PH = 2, met 5 l kaliumhydroxide, PH = 13. Wat wordt de nieuwe PH.

Ik ga als volgt te werk:

1)de reactievergelijking:
H2SO4 + 2KOH = 2H2O + K2SO4

2) berekenen van de zuur en base concentraties;

- zwavelzuur levert 2 H+ ionen, de PH leert ons dat [ H+ ] = 0,01 M
De beginconcentratie zwavelzuur is dus 0,005 mol / l
In 20 l hebben we 0,1 mol zwavelzuur

- Kaliumhydroxide levert 1 [ OH- ] - ion, de POH leert ons dat [ OH- ] = 0,1 M
In 5 l hebben we 0,5 mol KOH.

3) kijken hoe ze reageren aan de hand van de reactievgl.

Alle zwavelzuur gaat wegreageren, er blijft 0,3 mol KOH over in 25 l oplossing.

In 1 liter hebben we dus 0,012 mol .

POH = - log [ 0,012 ] = 1,92

De oplossing krijgt dus een PH van 12,08 .

Dit vindt ik nogal een vreemde uitkomst, we hebben 20l zuur waarbij we ( maar ) 5l base aan toevoegen, en toch krijgen we een resulterende oplossing die uiterst basisch is. (Is KOH een uiterst sterke base en zwavelzuur maar een matig sterk zuur ? )

Dit forum kan gratis blijven vanwege banners als deze. Door te registeren zal de onderstaande banner overigens verdwijnen.

#2

JohnB

    JohnB


  • >250 berichten
  • 711 berichten
  • VIP

Geplaatst op 26 juni 2009 - 13:43

1)de reactievergelijking:
H2SO4 + 2KOH = 2H2O + K2SO4

Kalium slaat niet neer met het sulfaat-ion, die indruk wek je nu. Schrijf je reactievergelijking zo:

H2SO4 + 2 KOH LaTeX 2 H2O + 2 K+ + SO42-


EDIT: Je berekening klopt toch niet helemaal, zie ik.

Je hebt 0,2 mol H3O+ en 0,5 mol OH-, die reageren 1:2. Dus er reageert 0,4 mol OH- weg, hou je nog 0,1 mol OH- over in oplossing van 25 L. Dan kom je op 0,1 mol / 25 L = 0,004 M, dat levert: pH = 14 - pOH = 14 - (-log(0,004)) = 11,60. Dat kan beter kloppen. OH- is een sterke base, dus deze pH verandering is niet zo gek.

Veranderd door JohnB, 26 juni 2009 - 13:49


#3

ceetn

    ceetn


  • >100 berichten
  • 217 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 26 juni 2009 - 14:43

Je hebt 0,2 mol H3O[sup]+[/sup] en 0,5 mol OH-, die reageren 1:2.


Dit snap ik niet helemaal,

Als van het zwavelzuur de PH = 2. Dan is de concentratie van de H+ -ionen 'geleverd' door H2SO4 = 10-2 mol / l .

Vemits H2SO4 er 2 afsplitst, hebben we toch als begingconcentratie voor H2SO4 : (10-2 ) / 2 mol per liter. ?

Ik snap wel hoe je aan jouw 0,2 mol in 20 l komt, maar niet waarom je niet moet inrekenen dat
H2SO4 , 2 H+ - ionen gaat vrijgeven.

Wat doe ik hier mis ?
Ik geraak er niet echt meer aan uit ;) .

#4

JohnB

    JohnB


  • >250 berichten
  • 711 berichten
  • VIP

Geplaatst op 26 juni 2009 - 15:22

Sorry, mijn berekening is verkeerd. De jouwe klopt volgens mij wel.

#5

ceetn

    ceetn


  • >100 berichten
  • 217 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 26 juni 2009 - 15:32

Sorry, mijn berekening is verkeerd. De jouwe klopt volgens mij wel.


De jouwe zou ook wel kunnen kloppen ;) .

Kan iemand wat duidelijkheid scheppen?

#6

JohnB

    JohnB


  • >250 berichten
  • 711 berichten
  • VIP

Geplaatst op 26 juni 2009 - 15:35

De jouwe zou ook wel kunnen kloppen ;) .

Kan iemand wat duidelijkheid scheppen?


Nee, mijn berekening klopt niet, ik was even "blind": ik zei dat OH- en H3O+ 1:2 reageren, terwijl ze 1:1 reageren. Als je van dat feit uitgaat dan komt mijn berekening op hetzelfde antwoord uit als jouw berekening (kijk maar na):

Je hebt 0,2 mol H3O+ en 0,5 mol OH-, die reageren 1:1. Dus er reageert 0,2 mol OH- weg, hou je nog 0,3 mol OH- over in oplossing van 25 L. Dan kom je op 0,3 mol / 25 L = 0,012 M, dat levert: pH = 14 - pOH = 14 - (-log(0,012)) = 12,08.

Deze hoge pH is te verklaren doordat je zure aandeel bestaat uit 0,2 mol en je basische aandeel uit 0,5 mol, waardoor je 0,3 mol OH- in een verder neutrale (ongebufferde) oplossing houdt. Die OH- deeltjes verhogen de pH sterk.

Ga maar na hoeveel de pH zal stijgen van 1,0 L water als je daar 1 druppel (0,05 mL) 1 M NaOH-oplossing bij doet.

Veranderd door JohnB, 26 juni 2009 - 15:42


#7

ceetn

    ceetn


  • >100 berichten
  • 217 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 26 juni 2009 - 15:44

kk, ik snap het.

Bedankt voor alle moeite !

#8

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8937 berichten
  • VIP

Geplaatst op 28 juni 2009 - 11:18

Kalium slaat niet neer met het sulfaat-ion, die indruk wek je nu.


Daar heb je helemaal gelijk in.

Schrijf je reactievergelijking zo:

H2SO4 + 2 KOH LaTeX

2 H2O + 2 K+ + SO42-


Maar hier gaat het fout. Want met deze reactie wek je de indruk dat zuiver zwavelzuur en zuiver KOH (in vaste vorm dus) reageren, en dat is zeker niet het geval. Helaas staat het in de opgave ook al fout, ze bedoelen oplossingen, dat is te zien omdat het over liters en pH's gaat, maar daar hadden ze duidelijk in moeten zijn en gewoon expliciet stellen dat 20 liter zwavelzuur-oplossing en 5 liter kaliumhydroxide-oplossing worden gemengd.

Hoe dan ook, de reactie die optreedt is

H+ + OH- --> H2O

...want dát zijn de reagerende deeltjes.


In de berekeningen die hier voorbij zijn gekomen is overigens aangenomen dat beide dissociatiestappen van zwavelzuur volledig verlopen. Dat is niet helemaal het geval, maar het is een goede benadering, die daarom op veel scholen wordt toegepast.

Cetero censeo Senseo non esse bibendum


#9

ToonB

    ToonB


  • >250 berichten
  • 817 berichten
  • VIP

Geplaatst op 28 juni 2009 - 12:14

Ik kom inderdaad ook uit op 12.079 voor de pH

De oefening draait er volgens mij om, om te laten zien hoe belangrijk die concentraties zijn, en je niet te laten misleiden door volumes.
De kaliumhydroxide is immers 5x zo geconcentreerd. Ook al geeft hij maar 1 OH-, toch is hij nog 2.5x geconcentreerder dan.

In de berekeningen die hier voorbij zijn gekomen is overigens aangenomen dat beide dissociatiestappen van zwavelzuur volledig verlopen. Dat is niet helemaal het geval, maar het is een goede benadering, die daarom op veel scholen wordt toegepast.

Aangezien hier een overmaat aan sterke base is toegevoegd, mag dit volgens mij wel degelijk beschouwd worden als volledige dubbele dissociatie.
Het zwakke HSO4- zal immers zwichten onder de sterke base.
"Beep...beep...beep...beep"
~Sputnik I

#10

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8937 berichten
  • VIP

Geplaatst op 28 juni 2009 - 13:10

Het zwakke HSO4- zal immers zwichten onder de sterke base.


Jawel, maar de benadering wordt al bij de eerste stap in de berekening gedaan. De pH van 2 wordt omgerekend naar een molariteit van 0,005 M. En dat klopt niet, in ieder geval niet helemaal. Zou je de berekening netjes doen, dan kom je op een molariteit van 0,007 M uit.

Het verschilt per opleiding of deze benadering geaccepteerd wordt, vandaar dat ik de opmerking erbij plaats.

Cetero censeo Senseo non esse bibendum


#11

JohnB

    JohnB


  • >250 berichten
  • 711 berichten
  • VIP

Geplaatst op 28 juni 2009 - 21:55

De pH van 2 wordt omgerekend naar een molariteit van 0,005 M. En dat klopt niet, in ieder geval niet helemaal. Zou je de berekening netjes doen, dan kom je op een molariteit van 0,007 M uit.


Hoe heb jij dat dan uitgerekend? Wat is de wel "de juiste" manier?

#12

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8937 berichten
  • VIP

Geplaatst op 28 juni 2009 - 22:28

Ik heb even een vlugge berekening gemaakt (uit het hoofd, daar blijkt nu ik dit uitwerk een foutje in te hebben gezeten) met de evenwichtsvoorwaarde voor de dissociatie van HSO4-:

Kz = [H+][SO42-]/[HSO4-] = 1,26 x 10-2

De pH is 2, dus [H+]=0,01 mol/l.

Hieruit volgt [SO42-]/[HSO4-] = 1,26
en dus: [SO42-] = 1,26 * [HSO4-]

Hieruit zie je al dat de dissociatie van HSO4- lang niet volledig is!

Nu ga ik als volgt verder (er zijn andere manieren, die komen op hetzelfde neer):
In de oplossing zijn de volgende ionen aanwezig:

H+, OH-, HSO4- en SO42-

Omdat de totale oplossing neutraal geladen moet zijn, moet gelden:

[H+] = [OH-] + [HSO4-] + 2 * [SO42-]

Ik verwaarloos [OH- in deze vergelijking, we hebben immers een zure oplossing. Dan kom ik op:

[H+] = [HSO4-] + 2 * [SO42-]

Invullen:

[H+] = [HSO4-] + 2 * 1,26 * [HSO4-]

[HSO4-] = [H+] / 3,52 = 2,84 x 10-3 mol/l
[SO42-] = 1,26 * [HSO4-] = 3,58 x 10-3 mol/l

De hoeveelheid H2SO4 waar ik mee begon is aanwezig als HSO4- of als SO42-. Met andere woorden:

CH2SO4 = [HSO4-] + [SO42-] = 6,4 x 10-3 M.

Ik kom dus niet op 7 mM, maar op 6,4 mM uit, maar de conclusie blijft hetzelfde: Er zit een behoorlijk (30%) verschil tussen de waarde die je vindt als je aanneemt dat zwavelzuur volledig dissocieert in H+ en SO42-, en de waarde die je vindt als je het "netjes" uitrekent.

Dit verschil wordt overigens kleiner naarmate je meer verdunde oplossingen gebruikt, en in alle gevallen komt de ordegrootte van het antwoord wél overeen.

Cetero censeo Senseo non esse bibendum






0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures