Springen naar inhoud

waterionisatieconstante


  • Log in om te kunnen reageren

#1

spin1/2

    spin1/2


  • 0 - 25 berichten
  • 5 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 30 november 2004 - 18:31

Ik heb grote prolemen met het begrijpen van de waterionisatie constante.
Wat ik ongeveer begrijp:
k=(H+)(OH-)/(H2O)
Aangezien de verdelingsgraad alfa bijzonder klein is stellen we concentratie (H2O) blijft constant.
K.(H2O)=Kw=(H+)(OH-)
experimentreel,Kw=10-14

Wat ik niet begrijp:
We hebben hier te maken met een evenwicht. Dit is steeds tussen het linker en rechterlid van de reactievergelijking.We hebben concentratie water constant genomen, dit lijkt mij echter afhankelijk van omstandigheden (temperatuur?...). Daarenboven lijkt het mij dat de de concentratie H+ en OH- steeds gelijk aan elkaar moeten zijn.
Toch blijkt: Als concentratie H+ 1O-12 mol/l is
dan OH- 10-2mol/l Immers H+ en OH- steeds 10-14. Dit is toch zo in de opgegeven oefeningen. Eerst en vooral snap ik niet hoe die geg. concentratie kan ontstaan met concentratie water constant.
Daarenboven snap ik zeker niet hoe het komt dat men zomaar mag zeggen "het product moet constant blijven". Dit zijn toch twee termen in 1 lid van de vergelijking, en bij evenwicht geld toch enkel de verhouding tussen linker en rechterlid moet gelijk blijven, toch niet voor de termen in de vergelijking?

Ik hoop dat mijn probleem een beetje duidelijer wordt, indien niet laat het me dan weten en dan zal ik het proberen te herformuleren.

Ik heb het al aan veel mensen gevraagd en nog geen degelijk antwoord gekregen, jullie zijn mijn laatstse hoop

Alvast bedankt

Michiel

Jorim: Gebruik sub- en superscript aub! Bekijk de helpfunctie hoe sub- en superscript te gebruiken.

Veranderd door Jorim, 30 november 2004 - 19:45


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

#2

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 30 november 2004 - 18:55

De constante 1014 is niet erg nauwkeurig gegeven, en de variatie in de concentratie van het water is erg klein, slechts een paar procent bij grote variaties in druk en temperatuur. Dat is waarom die concentratie er echt niet toe doet: of het nou 52 of 53 mol per liter is doet er niet zoveel toe. Er zitten veel andere aannames in die niet worden genoemd: de k van de reactie is ook temperatuurgevoelig, en waarschijnlijk ook voor grotere concentraties van andere ionen. Bij de gegeven nauwkeurigheid doet dat er niet toe.

Om een pH van 12 te maken moeten we bijvoorbeeld ca, 0.01 mol/liter NaOH oplossen. Dat verandert de concentratie van het water niet noemenswaardig.

Een ander effect dat de nauwkeurigheid beinvloed is de logarithme: die praat alles recht. Zelfs een fout van een factor 2 in een concentratie scheelt slechts 0.3 punten in de pH!

De verhouding tussen linker en rechterlid is door de constantheid gelijk aan de verhouding tussen een constante en het produkt van 2 concentraties, en dus is het produkt ook constant.

Veranderd door rwwh, 30 november 2004 - 18:55


#3

spin1/2

    spin1/2


  • 0 - 25 berichten
  • 5 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 30 november 2004 - 19:58

Bedankt.

Maar ik snap het nog steeds niet.
Uiteraard snap ik dat wiskundig er geen probleem is. ALs a.b=cte, dan geld er a groter, dan b kleiner, en omgekeerd.
Maar hoe moet ik dit voorstellen. Met andere woorden wat gebeurd er zodat er geld dat ze steeds gelijk zijn aan die constante.

Ik snap het nog niet echt dus.

Nu moet ik ook wel toegeven dat ik ook niet echt begrijp wat er gebeurd wanneer men een concentratie vergroot bij een chemische gewicht met als gevolg ( hoe?) dat de concentratie verschuift. Dit snap ik eigenlij ook niet. Ik kan de formules wel toepassen, maar wat gebeurd er werkelijk zodat de formules gelden. Wat zijn de tussenstapppen die gebeuren?

Sorry,

Michiel

#4

DrQuico

    DrQuico


  • >1k berichten
  • 2952 berichten
  • VIP

Geplaatst op 30 november 2004 - 20:42

De waterionisatie geeft de mate van splitsing van water in OH- en H+ ionen. Deze constante is onder standaard omstandigheden 10-14 en geldt alleen in zuiver water. In zuiver water is de concentratie van OH- en H+ altijd gelijk, er kan nooit een deeltje H+ worden gevormd zonder dat er een deeltje OH- wordt gevormd (zie reactievergelijking voor de dissociatie). Zonder toevoeging van zuur of base kunnen deze concentraties niet ongelijk worden.

dus:
H2O <-> OH- + H+

K= 10-14 = [OH-][H+]
En de concentatie van [OH-] en [H+] zijn altijd gelijk.

geeft:
[OH-] = [H+] = 10-7

Bij jouw wiskundige formule (a.b=cte) moet de randvoorwaarde a=b nog worden gesteld, dan is er maar ťťn oplossing.

De constante is natuurlijk enigzins afhankelijk zijn van temperatuur en druk:
Bij 1 bar:
0įC = 10-14.9435
24įC = 10-14.0000
60įC = 10-13.0171

Bij 25įC:
1 bar = 10-14.0000
5000 bar = 10-12.83

Maar dan nog geldt: [OH-] = [H+]

De pH van zuiver water onder standaard omstandigheden is uit bovenstaande berekening makkelijk te verkrijgen. De pH is gedefiniŽerd als:
pH = -log([H+])
pH = -log(10-7)
pH = 7

En dat komt waarschijnlijk wel weer bekend voor.

#5

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 30 november 2004 - 20:42

In het evenwicht spelen twee reacties:

1: H+ + OH- ===> H2O

2: H2O ===> H+ + OH-

Voor beide reacties geldt dat de snelheid s wordt bepaald door de concentraties van de uitgangsstoffen. Als er b.v. meer H+ in de oplossing zit komen OH- ze vaker tegen. Dat levert:

s1 = k1 . [H+] . [OH-]

s2 = k2 . [H2O]

In het evenwicht geldt dat er geen verschuivingen meer plaats vinden. Er vinden dus evenveel combinaties van H+ + OH- voor als er splitsingen van H2O gebeuren.

s1 = s2

k1 . [H+] . [OH-] = k2 . [H2O]

k1/k2 = [H2O] / ([H+] . [OH-])

q.e.d.

#6

spin1/2

    spin1/2


  • 0 - 25 berichten
  • 5 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 30 november 2004 - 21:12

dank u voor deze heldere uiteenzetting.

Voor zuiver water snap ik de toestand ongeveer.

Maar wat als de concentratie van H+ of OH-verandert, door het toevoegen van een zuur of een base.
Hoe komt het dat de ongelijkheid in concentratie blijft bestaan (zo wordt het toch gezegd in mijn leerboek) en waarom die dan juist het product van pH en pOH gelijk aan 14. Zoals ik kon zien in je uiteenzettting hangt de reactiesnelheid af van de concentraties. Die reactiesnelheid heeft dan weer zijn invloed op de concentraties uit het andere lid van de reactievergelijking. Maar toch nooit een invloed op de termen in dezelfde term van de reactievergelijking. Als ik de concentratie van H+ verhoog, wat gaat er dan gebeuren. Ik zien niet in waarom er dan een daling moet zijn van de OH. Enzovoort enzovoort

Sorry, maar ik snap het nog steeds niet.

#7

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 30 november 2004 - 21:48

Als ik de concentratie van H+ verhoog, wat gaat er dan gebeuren. Ik zien niet in waarom er dan een daling moet zijn van de OH.

Die H+ ionen die plakken nogal makkelijk aan OH- ionen. Dus, stel je voor dat in een oplossing van pH=7 elke x tijd een OH- ion een H+ ion tegenkomt. Nu ga ik de concentratie van de laatste met een factor 100000 verhogen bijvoorbeeld door zoutzuur toe te voegen; de pH is dan 2. Elk OH- ion in de oplossing komt dan al elke 0.00001 x tijd toevallig een H+ ion tegen. Er is zo 100000 keer zoveel kans dat ie in dezelfde tijd ergens blijft plakken en H2O vormt. Voor de splitsingsreactie is de snelheid nog steeds hetzelfde. Pas als de concentratie van OH- tot 1/100000 van het origineel is gezakt is er weer een evenwicht tussen de twee reacties.

Veranderd door rwwh, 30 november 2004 - 21:49


#8

spin1/2

    spin1/2


  • 0 - 25 berichten
  • 5 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 30 november 2004 - 22:04

Nogmaals bedankt voor de heldere uitleg.

Ja maar: als het OH reageert met het H verdwijnt er toch ook H,

Of niet?

#9

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 30 november 2004 - 22:20

Ja maar: als het OH reageert met het H verdwijnt er toch ook H

Jazeker, maar de concentratieverlaging van OH- is in mijn voorbeeld van 10-7 mol/liter naar 10-12 mol/liter. Gaan we uit van 1 liter oplossing dan is dat dus 0.000000099999 mol. We hebben aan die oplossing 0.01 mol H+ toegevoegd om de pH naar 2 te verlagen. Daarvan blijft na recombinatie dus 0.00999999 mol over. Ik heb niet precies het aantal 9s geteld, maar het idee is wel duidelijk denk ik: de hoeveelheid H+ die reageert is net zo groot als de hoeveelheid OH-, maar relatief gezien is dit onbelangrijk.

#10

DrQuico

    DrQuico


  • >1k berichten
  • 2952 berichten
  • VIP

Geplaatst op 30 november 2004 - 23:29

Ja maar: als het OH reageert met het H verdwijnt er toch ook H,


Maar er wordt ook telkens nieuw H+ gevormd door dissociatie van water en dit gebeurd met dezelfde snelheid als de reactie van OH- met H+ .

#11

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 01 december 2004 - 06:11

Maar er wordt ook telkens nieuw H+ gevormd door dissociatie van water en dit gebeurd met dezelfde snelheid als de reactie van OH- met H+ .

... maar dat is als het nieuwe evenwicht zich heeft ingesteld. spin1/2 had gelijk dat als H+ wordt toegevoegd een gedeelte daarvan netto reageert met het aanwezige OH-.

Dit is vrij fundamenteel! Bij zuur toevoegen aan een neutrale oplossing is het effect daarvan verwaarloosbaar zoals ik liet zien, maar bij zuur toevoegen aan een basische reactie is dat heel belangrijk en zorgt het voor het "buffer" effect.

#12

spin1/2

    spin1/2


  • 0 - 25 berichten
  • 5 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 01 december 2004 - 14:12

Bedankt weederom voor het duidelijke antwoord.


De sleutel ligt bij het feit dat men hier werkt met concentratieveranderingen die t.o.v elkaar enorm groot zijn. H+ reageert wel met de OH- ,maar de invloed hiervan op het bijgekomen H+ is te verwaarlozen omdat de het aantal te binden OH-, tot dat de reactiesnelheden weer dezelfde zijn, zo verschrikkelijk weinig is.

Het stukje te verwaarlozen is erg belangrijk vind ik en is mij hiervoor nooit uitgelegd, terwijl dit de sleutel is tot het begrijpen. Ik snap nu waarom men dit verwaarloosd en dit heeft alles te maken met de enorme cijfers waarmee men hier werkt. Dit is de reden dat ik het niet snapte.

Als ik iets fout heb gezegd in deze uitleg laat het me dan maar weten.

Bedankt

#13

Tom_CF

    Tom_CF


  • >100 berichten
  • 159 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 01 december 2004 - 17:45

Volgens mij heb je het prima begrepen.





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures