Springen naar inhoud

Vaste zuren en andere vragen


  • Log in om te kunnen reageren

#1

Dkakebeeke

    Dkakebeeke


  • >25 berichten
  • 58 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 25 november 2005 - 12:17

Ikverplaats mijn vraag/opmerking even naar een nieuwe topic, om het originele topic niet te ontsporen. Een kleine samenvatting:
Dkakebeeke

In mijn nederige eerstejaars vakstage op de afdeling anorganische chemie -(katalyse centrum) meende ik ooit gehoord te hebben dat vaste stoffen weldegelijk een pH kunnen hebben?
(Misschien een zeoliet met aluminium binnenin o.i.d. ?)

FsWd

Er moeten protonen (bronsten) of elektronen (lewis) op de een of andere manier kunnen worden afgegeven/opgenomen. Kan de stof dat, dan heeft het een pH in mijn ogen.

rwwh

Toch is dat, gezien de definitie pH = -log [H+] wel moeilijk te verantwoorden.... Misschien bedoel je iets in de richting van een pKa?

Dkakebeeke

Hmmm,
en wat als je een vast ionenkristalrooster hebt en de concentratie (mol/L) gaat opvatten als (mol/dm3) ?

jb31dec

nee, dan nog niet
dan zou de buitenkant van een 'klompje' materiaal een andere pH hebben dan de binnekant, omdat alleen aan de buitenkant een reactie kan plaatsvinden.
en zowieso is volgens mij de definitie van pH de -log concentratie van H+ ionen in een oplossing





En ik weer:

de [H+] gaat -in de versimpelde vergelijking zonder activiteit en ionic strength- toch niet over (re)actieve H+, maar gewoon over de totale hoeveelheid, waar deze in de 1 dm3-ruimte ook zitten ?
Maarja, volgens mij heeft jb31dec wel gelijk dat de vergelijking niet opgaat voor mijn -waarschijnlijk toch al niet bestaande- optie.
Eigenlijk is een vergelijking met [H+] erin sowieso nogal beperkend ... als je de bronsted/lewis definitie neemt is er niet per se nog H(3O)+ nodig voor iets om een zuur te zijn.

Dan kun je dus van sommige zuren de pH niet meten.

En dat brengt me eigenlijk meteen bij een tweede vraag:
De sterkte van een zuur (gemak waarmee hij een H+ afstaat is niet hetzelfde als zijn pH (hoeveelheid H+ in oplossing). Maar wat geeft een lagere pH dan eigenlijk aan? De reactiviteit? (sterkte is al vergeven, eenzelfde zuur staat niet makkelijker zijn H+ af als je de concentratie verhoogt toch?

Even samenvattend:
-Bestaan er vaste zuren?
-Bestaan er zuren die niet onder een pH-berekening te vangen zijn?
-Wat geeft de pH eigenlijk aan (los van de inkopper [H+) met betrekking tot het zuur?

Veranderd door Dkakebeeke, 25 november 2005 - 12:19


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

#2

*_gast_Gerard_*

  • Gast

Geplaatst op 25 november 2005 - 12:27

Ik dacht altijd begrepen te hebben dat de pH de concentratie is van de H30+ omdat je in verband met de pH het altijd over geprotoneerd water hebt.
Dus is het naar mening niet mogelijk over een pH te hebben in een situatie waar geen water aanwezig is

Veranderd door Gerard, 25 november 2005 - 12:30


#3

jb31dec

    jb31dec


  • >100 berichten
  • 238 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 25 november 2005 - 13:08

mmm slimme opmerking van gerard
maakt natuurlijk niet uit of je H+ of H3O+ gebruikt in pH berekeningen, maar in deze discussie is het een doorslaggevend feit.

de pH is de -log[H+
dat maakt het makkelijker he?

De sterkte van een zuur (gemak waarmee hij een H+ afstaat is niet hetzelfde als zijn pH (hoeveelheid H+ in oplossing). Maar wat geeft een lagere pH dan eigenlijk aan? De reactiviteit? (sterkte is al vergeven, eenzelfde zuur staat niet makkelijker zijn H+ af als je de concentratie verhoogt toch?


Nee.
het gaat hier dan om het aantal H+ ionen.
Daarbij zijn beide zaken van belang!
(een sterker zuur splitst mťťr H+jes af dan een zelfde hoeveelheid zwakker zuur, mŠŠr wanneer je meer mol zuur neemt zullen er ook meer H+jes in de oplossing komen)
Snappie? 8-[

Even samenvattend:
-Bestaan er vaste zuren?
-Bestaan er zuren die niet onder een pH-berekening te vangen zijn?


verder hier de antwoorden op de rest van je vragen:

ja er bestaan natuurlijk vaste zuren! hier is alleen geen pH van te meten, want dat hangt af van de hoeveelheid oplosmiddel waarin je het oplost.
Alle stoffen die oplossen in water hebben in DIE oplossing een pH.



het belangrijkste punt van mijn verhaal is dus dat DE pH CONCENTRATIEAFHANKELIJK IS!!!

Veranderd door jb31dec, 25 november 2005 - 13:10


#4

*_gast_Gerard_*

  • Gast

Geplaatst op 25 november 2005 - 13:25

de pH is de -log[H+]
dat maakt het makkelijker he?


Niet echt
[H+] is de concentratie en die is volgens mij gedefinieerd in dit verband als mol/l H2O

of mis ik wat?

#5

El Blanco

    El Blanco


  • >100 berichten
  • 170 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 25 november 2005 - 13:25

Dus is het naar mening niet mogelijk over een pH te hebben in een situatie waar geen water aanwezig is



PH = -log [H+ ] en niet die van H3 O+


dus volgens mij kan het wel een pH zonder water.

Grts
El Blanco

#6

Beryllium

    Beryllium


  • >5k berichten
  • 6314 berichten
  • Minicursusauteur

Geplaatst op 25 november 2005 - 13:28

In ethanol bijvoorbeeld kan je ook spreken van een pH; op zich zelfs in elke oplossing, alleen niet bij vaste stoffen.
Overigens is natuurlijk de waarde van Kw=[H3O+][OH-] natuurlijk anders voor andere oplosmiddelen.
You can't possibly be a scientist if you mind people thinking that you're a fool. (Douglas Adams)

#7

Dkakebeeke

    Dkakebeeke


  • >25 berichten
  • 58 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 25 november 2005 - 13:30

Blijft jammer dat hoe meer ik leer, hoe meer basiskennis ik stiekem vergeet :)
Dat merk je af en toe ook wel goed bij AIO's. Als je ze een (relatief simpele) vraag stelt over een ander scheikundig vakgebied dan hun huidige, is het soms wel even stil. Breed opgeleid blijven is een kunst 8-[

Maar goede punten inderdaad, door zowel gerard als jb31dec. Was al weer bijna vergeten dat pH inderdaad gaat over in welke mate het zuur water protoneert.

Dank aan beiden :D

#8

Dkakebeeke

    Dkakebeeke


  • >25 berichten
  • 58 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 25 november 2005 - 13:35

Ja, dat kan dus niet he :)
Ben ik net klaar met typen, wordt mijn moment van verlichting alweer overschaduwt door Beryllium 8-[

(zure) pH kan dus niet opgevat worden als mate waarin een zuur water protoneert ? Geplaatste afbeelding

Veranderd door Dkakebeeke, 25 november 2005 - 13:35


#9

*_gast_Gerard_*

  • Gast

Geplaatst op 25 november 2005 - 13:41

Was al weer bijna vergeten dat pH inderdaad gaat over in welke mate het zuur water protoneert.


aanvulling:
Volgens mij gaat dit inderdaad de over de pH en kun je in watervrije andere oplosmiddelen dus niet spreken over een pH

Overigens is natuurlijk de waarde van Kw=[H3O+][OH-] natuurlijk anders voor andere oplosmiddelen


Even voor duidelijkheid als ik mijn geheugen nog goed is want dit meer dan 30 jaar geleden dat dit in mijn opleiding aan de orde was.

de zuursterkte in water wordt bepaald door de Kw en als je een ander (watervrij) oplosmiddel gebruikt dan geldt de Kw niet en verandert dus de zuursterkte.

Veranderd door Gerard, 25 november 2005 - 14:06


#10

jb31dec

    jb31dec


  • >100 berichten
  • 238 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 25 november 2005 - 14:55

ja dat klopt
in een ander oplosmiddel bestaat dus in feite geen pH...

want een van de basisregels omtrent pH e.d. is:

pKa + pKb = pKw
en pH + pOH = 14

bij pKw staat de w voor water



(zure) pH kan dus WEL opgevat worden als mate waarin een zuur water protoneert

#11

El Blanco

    El Blanco


  • >100 berichten
  • 170 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 25 november 2005 - 15:01

pKa + pKb = pKw



volledig mee akkoord
ik denk (verbeter me als het niet zo is) dat het algemmen aangenomen wordt dat het in water dissocieert.

In ethanol bijvoorbeeld kan je ook spreken van een pH; op zich zelfs in elke oplossing, alleen niet bij vaste stoffen.



Zo zal bij dit geval (volgens mijn logica maar ben niet zeker 8-[ :) :D )

pKa + pKb = pKe (met e die van ethanol of een ander product buiten water) natuurlijk)

nogmaals ben niet zeker maar dit lijkt me wel logisch

Grts
El Blanco

#12

jb31dec

    jb31dec


  • >100 berichten
  • 238 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 25 november 2005 - 15:13

mmmmm


even mijn gedachten de vrije loop en dus heb ik hier verder niet over nagedacht....
8-[ wat is de pH van puur H2SO4?
(het is zo hygroscopisch als de pest)

Dan is toch niets te zeggen over de concentratie, want ieder molecuul zal zijn H+ willen afstaan, maar er zijn geen moleculen die het willen opnemen.

En puur (watervrij) azijnzuur?
en azijnzuur in Methanol?
dissocieert dat?

MeOH2?????

of kan een zuur alleen water protoneren?


.......

#13

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 25 november 2005 - 15:23

of kan een zuur alleen water protoneren?

Een zuur kan elke base protoneren. Dat hangt af van de pKa, niet van de pH.

#14

*_gast_Gerard_*

  • Gast

Geplaatst op 25 november 2005 - 15:48

jb31dec

Dan is toch niets te zeggen over de concentratie, want ieder molecuul zal zijn H+ willen afstaan, maar er zijn geen moleculen die het willen opnemen


Er is geen water --> geen pKw ---> geen pH


El Blanco

pKa + pKb = pKe (met e die van ethanol of een ander product buiten water) natuurlijk)


Ik meen me nog te herinneren dat dit gebruikt zou worden in de organische chemie om hogere zuursterktes te krijgen zodat bepaalde protoneringsreacties wel plaatsvinden die je in waterig milieu niet kon realiseren.
Dit ligt totaal buiten mijn werkterrein maar mischien is er een organicus op die forum die hier wat over kan toelichten.

Gerard

Veranderd door Gerard, 25 november 2005 - 15:49


#15

DrQuico

    DrQuico


  • >1k berichten
  • 2952 berichten
  • VIP

Geplaatst op 25 november 2005 - 20:01

Er is geen water --> geen pKw ---> geen pH


Daar ben ik het niet mee eens. De definitie van pH staat los van het oplosmiddel omdat het enkel de -log van de H+ concentratie weergeeft. Hetzelfde geldt voor pKa's en pKb's, dit zijn gewoon evenwichtsconstanten. Deze waardes zijn voor zuren en basen in verschillende oplosmiddelen natuurlijk niet hetzelfde en worden meestal weergegeven voor water. Maar water is niet een of ander 'heilig' oplosmiddel het is enkel het meest gebruikte.

HCl kun je bijvoorbeeld in bijzonder veel organische oplosmiddelen oplossen (alcoholen, esters, ethers, dmso). Ook dan kan er dissociatie optreden:
HCl <-> H+ + Cl-
Deze dissociatie heeft dus een pKa en een pH die weliswaar voor ieder oplosmiddel anders is, maar zeker wel bestaat. Je kunt hem alleen niet met een standaard pH-meter bepalen.

En puur (watervrij) azijnzuur?
en azijnzuur in Methanol?
dissocieert dat?

MeOH2?????


In pure azijnzuur zal nauwelijks dissociatie optreden. Eigenlijk blijft azijnzuur 'hangen'in de zeer stabiele overgangstoestand waarbij het ene molecuul geprotoneerd en een ander gedeprotoneerd wordt.
Geplaatste afbeelding

Azijnzuur zal in methanol enigzins gedissocieerd zijn al is het minder dan in water, er wordt dan inderdaad MeOH2+ gevormd.





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures