Springen naar inhoud

Probleemstelling zuurbase oplossingen


  • Log in om te kunnen reageren

#1

cathal

    cathal


  • >25 berichten
  • 94 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 12 augustus 2011 - 09:09

Ik heb wat problemen met de volgende probleemstelling:

"Wat is de PH van een mengsel bestaande uit 5O ml 0,1M HCl en 25 ml 0,16 M NaOH?"

Ik zou zeggen dat de PH 7 is, maar anderen denken 1,8.
Ik dacht dat wanneer HCl ontbind enkel H+ ertoe doet omdat Cl- een zeer zwakke base is, bij NaOH hetzelfde waardoor je twee ionen overhebt OH- en H+. Deze vormen samen H20 waardoor je PH 7 krijgt.
Klopt deze redenering?
We hebben deze redenering tijdens de les ook al eens toegepast voor een mengsel van NH3, NH4N03, HCl en NAOH.

Alvast bedankt

kl

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

#2

Mako

    Mako


  • >1k berichten
  • 1146 berichten
  • VIP

Geplaatst op 12 augustus 2011 - 09:21

HCl en NaOH zijn een sterk zuur en sterke base en zullen dus zeker met elkaar gaan reageren.

Probeer eerst te vinden hoeveel mol HCl en NaOH in je reactievat zit. Het limieterende product zal dan volledig wegreageren met als gevolg dat er nog een bepaalde concentratie NaOH of HCl zal overblijven.

Bepaal dan met de juiste formule voor sterk zuur/base de pH.

Ik zou zeggen dat de PH 7 is, maar anderen denken 1,8.


Eerlijk gezegd lijkt me geen van beide correct.
Probeer eens via molberekening

Groeten
A word of encouragement during a failure is worth more than an hour of praise after success.
I hear, I know. I see, I remember. I do, I understand -Confucius-

#3

Kravitz

    Kravitz


  • >1k berichten
  • 4042 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 12 augustus 2011 - 09:43

Dit onderwerp past beter in het huiswerkforum en is daarom verplaatst.
"Success is the ability to go from one failure to another with no loss of enthusiasm" - Winston Churchill

#4

Mrtn

    Mrtn


  • >1k berichten
  • 4220 berichten
  • VIP

Geplaatst op 12 augustus 2011 - 10:07

Ik dacht dat wanneer HCl ontbind enkel H+ ertoe doet omdat Cl- een zeer zwakke base is, bij NaOH hetzelfde waardoor je twee ionen overhebt OH- en H+. Deze vormen samen H20 waardoor je PH 7 krijgt.

Op zich klopt je redenatie wel: er ontstaat H+ en OH- en dat wordt samen water. Het probleem is dat je er niet gewoon eentje van elk hebt: je hebt 50 ml 0.1 M van het een en 25 ml 0.16 M van het andere. Hoeveel H'tjes en hoe veel OH'tjes heb je dan precies? Dat is misschien geen 1:1 verhouding en dan zou je een van de twee overhouden.
Of course, the theory of relativity only works if you're going west.
-Calvin-

#5

cathal

    cathal


  • >25 berichten
  • 94 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 12 augustus 2011 - 10:24

Dus het klopt dat je met de zwakke zuren en basen geen rekening moet houden?

Dan krijg ik:
een overschot van 4,4 mol OH-
Dit in een oplossing van 0,075l => 58,66M
Poh = -log(OH-)= -1,76.
Wat doe ik nu nog verkeerd?

Veranderd door cathal, 12 augustus 2011 - 10:27


#6

Mako

    Mako


  • >1k berichten
  • 1146 berichten
  • VIP

Geplaatst op 12 augustus 2011 - 11:23

Dus het klopt dat je met de zwakke zuren en basen geen rekening moet houden?


Allereerst, waar zie jij hier zwakke zuren of basen ? Of bedoel je het als algemene vraag ?

Wat doe ik nu nog verkeerd?

Persoonlijk vind ik het eenvoudiger om te rekenen met het aantal mol van de stof, niet met de concentratie H+ of OH- ionen.
Werk gewoon met de formule LaTeX en vorm deze om naar n.
Zo kan je eenvoudig het aantal mol HCl en het aantal mol NaOH berekenen. Je zal zien dat er in je reactievat net iets minder NaOH aanwezig is, met als gevolg dat dit je limieterend product is. Het aantal mol NaOH zal dus volledig weg reageren.

Nu blijf je nog met een kleine overschot HCl zitten. Bereken opnieuw de concentratie met bovenstaande formule (je hebt een totaal van 75ml) en pas daar gewoon de formule op toe.

Want: [H+]= [HCl] omdat HCl een sterk zuur is en dus volledig zal splitsen.

Hopelijk kon dit je helpen.

Groeten
A word of encouragement during a failure is worth more than an hour of praise after success.
I hear, I know. I see, I remember. I do, I understand -Confucius-

#7

Mrtn

    Mrtn


  • >1k berichten
  • 4220 berichten
  • VIP

Geplaatst op 12 augustus 2011 - 11:47

Dit in een oplossing van 0,075l => 58,66M

Daar zou een lampje moeten gaan branden. 58.66 molair kan natuurlijk niet.

Rekenvoorbeeld:
Je hebt 20 ml van een 0.15 molair oplossing. Dat wil zeggen dat je in 1 liter van die oplossing, 0.15 mol van die stof hebt.
Hoe veel mol van die stof zit dan in 20 ml ?
Als je dit nou doet voor de getallen die je gegeven zijn voor NaOH en HCl.. wat is er dan mis met je antwoord van 4,4 mol?

Wat betreft de zwakke zuren: waar in HCl en NaOH zie je een zwak zuur of een zwakke base?

Veranderd door Mrtn, 12 augustus 2011 - 11:47

Of course, the theory of relativity only works if you're going west.
-Calvin-

#8

cathal

    cathal


  • >25 berichten
  • 94 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 12 augustus 2011 - 14:26

Hey bedankt voor de antwoorden, maar volgens mij zit er toch nog een fout in mijn redenering.

Ik dacht als volgt:

-Je brengt HCl in water => splitsing in H+ en Cl- Hier zie ik Cl-dus als een zeer zwakke base die niets zal veranderen aan de PH

-Je brengt NaOH in water => splitsing, her zie ik Na+ als een zeer zwak zuur dat ook niets zal veranderen aan de PH

Daardoor zijn er dus nog 2 ionen over die invloed zullen hebben op de PH, nl. OH- en H+.

Dan is er nog het probleem met de molhoeveelheden.
Ik dacht:
0,05l 0,1 M oplossing geeft 0,005 mol H+
0,025l 0,16M oplossing geeft 0,004mol OH-
Dus OH- is LR => 0,001 mol H+ over => pH=3 ?

Klopt de redenering en de uitwerking nu?
Alvast bedankt voor de hulp!

#9

Margriet

    Margriet


  • >1k berichten
  • 2145 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 12 augustus 2011 - 16:23

Je hebt 0,001 mol H+ maar je vergeet dat het volume 75 ml is.

Voordat je de pH berekent moet je eerst het aantal mol H+ per liter berekenen.

#10

cathal

    cathal


  • >25 berichten
  • 94 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 12 augustus 2011 - 17:12

idd, ik was even verward op het einde ;) thx!





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures