Springen naar inhoud

Werking buffer


  • Log in om te kunnen reageren

#1

katje

    katje


  • >100 berichten
  • 226 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 04 september 2011 - 15:17

(1)H2CO3<-----> H+ + HCO3-

(2) H+ + OH- <------> H2O

(3) NaHCO3<-------> Na+ + HCO3-


Voegt men een base toe dan worden de OH- ionen gebonden door de H+ ionen zodat water gevormd wordt (2)
Dat is duidelijk.
Ten gevolge van het principe van Le Chatelier zal reactie (1) naar rechts verschuiven waardoor er nieuwe H+ ionen ontstaan en reactie (3) nr links zodat HCO3- ook zal wegreageren . Hierdoor zal een groot deel van de toegevoegde OH-
ionen wegreageren zodat Ph slechts weinig of niet zal stijgen.


Dit begrijp ik niet goed.

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

#2

In physics I trust

    In physics I trust


  • >5k berichten
  • 7384 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 05 september 2011 - 13:31

Dat is nu net wat een buffer eigenlijk is: een pH-stabilisator. Je voegt OH- toe, basisch. Gevolg: je verwacht dat je systeem meer basisch zal worden (met andere woorden, pH stijgt). Dit gebeurt niet. Waarom niet? Dat wordt uitgelegd aan de hand van de reactievergelijkingen:

In reactie (2): worden er H+ -ionen geneutraliseerd tot water. De oplossing wordt minder zuur, en je verwacht: pH stijgt.
Le Chatelier zorgt ervoor dat dit effect heeft in reactie (1): evenwicht naar rechts. Deze heeft dan weer invloed op reactie (3):

In (3) krijg je een verschuiving naar links. Wat is dus het 'netto-effect' van je toevoeging van OH- -ionen? Een verhoging van NaHCO3. En doet dat de pH stijgen? Inderdaad, neen.

Verder vraag ik met aandrang om je bericht op de juiste manier op te maken. Je wil graag hulp, dat kan, maar maak het ons dan ook niet moeilijk. Er zijn chem-tags voorzien die ervoor zorgen dat je de chemische stoffen juist noteert. Kijk maar naar hieronder: veel leesbaarder, en dat door één enkele tag.

(1)H2CO3<-----> H+ + HCO3-

(2) H+ + OH- <------> H2O

(3) NaHCO3<-------> Na+ + HCO3-
"C++ : Where friends have access to your private members." — Gavin Russell Baker.

#3

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8933 berichten
  • VIP

Geplaatst op 05 september 2011 - 13:46

Ik zie niet in waarom door toevoeging van OH- het evenwicht (3) zou verschuiven naar de kant van NaHCO3.

Dat evenwicht is een oplos-evenwicht. Onttrekken van HCO3- aan dat evenwicht doet die reactie naar rechts verschuiven, omdat HCO3- als zuur optreedt.

Dit is wat er gebeurt na toevoegen van OH-

HCO3- + OH- --> CO32- + H2O


Desalniettemin: Door de aanwezigheid van een betrekkelijk grote hoeveelheid van een zwak zuur zal er een reactie optreden tussen dat zwakke zuur en de OH- ionen. Doordat vrijwel alle OH- ionen die je toevoegt wegreageren, en doordat er nagenoeg alleen een reactie met het zwakke zuur optreedt (en dus niet met de aanwezige H+ ionen,verandert er bijna niets in de concentratie H+ en OH-. De pH verandert dus ook (bijna) niet.

Cetero censeo Senseo non esse bibendum


#4

katje

    katje


  • >100 berichten
  • 226 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 05 september 2011 - 13:51

Sorry ,sorry ....

Ik zal er vanaf nu steeds op letten dat ik de chem tags gebruik . ;)



Dank je voor de uitleg.

#5

In physics I trust

    In physics I trust


  • >5k berichten
  • 7384 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 05 september 2011 - 13:53

Ik zie niet in waarom door toevoeging van OH- het evenwicht (3) zou verschuiven naar de kant van NaHCO3.

Je hebt gelijk, ik zie dat ik hier verkeerd ben.

Alleen ben ik niet volledig mee waarom het zwakke zuur eerder zal reageren met de OH- dan de H+ met de OH- ?

EDIT: ik zie het nu ook. Ook bedankt voor de uitleg.
"C++ : Where friends have access to your private members." — Gavin Russell Baker.

#6

katje

    katje


  • >100 berichten
  • 226 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 05 september 2011 - 13:58

In mijn cursus staat dat reactie 3 naar links verschuift.

#7

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8933 berichten
  • VIP

Geplaatst op 05 september 2011 - 14:00

Alleen ben ik niet volledig mee waarom het zwakke zuur eerder zal reageren met de OH- dan de H+ met de OH- ?

Eigenlijk heel simpel: Omdat er doorgaans veel meer moleculen van het zwakke zuur aanwezig zijn. Een oplossing van 0.1 M is niet ongebruikelijk; bij een zwak zuur met een pKa van 5 is de pH dan ongeveer 3; de concentratie H+ is dan dus 0.001 mol/L, dus 100 keer lager. Voor zwakke zuren met een lagere pKa zal dit effect nog sterker zijn (reken maar na), en voor echte buffers (een oplossing van een zwak zuur plus de geconjugeerde base) ook.

Cetero censeo Senseo non esse bibendum


#8

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8933 berichten
  • VIP

Geplaatst op 05 september 2011 - 14:15

In mijn cursus staat dat reactie 3 naar links verschuift.


Dan staat het verkeerd in je cursus, of je verwoordt het hier verkeerd. Bij het toevoegen van een base zal het evenwicht (3) niet naar links verschuiven.

Wat wel kan: Als de genoemde evenwichten enkel gaan over een reactie tussen een oplossing die "H2CO3" bevat en een NaOH-oplossing als base, dan zou je het zo kunnen zien alsof de OH- ionen uit die oplossing reageren met de H+ ionen uit de "H2CO3" oplossing; en vervolgens, dat daardoor meer "H2CO3" dissocieert, hetgeen de H+ concentratie herstelt.

In zo'n situatie leidt het toevoegen van de base ook tot een toename van de concentratie Na+ ionen, en daardoor verschuift in theorie het evenwicht genoemd onder (3) naar links. In de praktijk is er echter helemaal geen sprake van. Je zit in alle gevallen ruim onder de verzadigingsconcentratie van NaHCO3, en dat hele oplosevenwicht speelt totaal geen rol. Het is uitgesloten dat door dit evenwicht de concentratie HCO3- in de oplossing daalt.

Wat wel gebeurt is wat ik aangaf: HCO3- kan optreden als zuur, en wanneer je genoeg base toevoegt zal het daarmee reageren.

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