Springen naar inhoud

zuur-basebuffer


  • Log in om te kunnen reageren

#1

Mhunsche

    Mhunsche


  • 0 - 25 berichten
  • 2 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 29 november 2005 - 12:30

leuk joh, zo'n werkstuk op school! zeker als je er helemaal niets van begrijpt. nu moeten we op de een of andere manier de pH van een oplossing gelijk houden terwijl we toch andere vloeistoffen erbij gooien. de leraar heeft me al een tip gegeven: we moeten iets met pH-buffers doen. nu is mijn vraag: wat zijn pH-buffers, en welke moet je gebruiken bij een pH van 0,2,4,6,8,10,12 en 14?
bij voorbaat dank!

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

#2

rob18

    rob18


  • >25 berichten
  • 37 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 29 november 2005 - 16:06

Hoi Mhunsche,

Okeej eerst even terug naar de basics. Wat is de definitie van pH?

De -log uit de concentratie H3O+.

Nu dan wat is een pH - buffer?
Een buffer zorgt ervoor dat de pH in een buffer oplossing grotendeels gelijk blijft.

Hoe maken we een pH - buffer voor bijv. pH = 4.

De conc. zuur = het omgekeerde van de -log 4 oftewel 10-4.
Dit is gelijk aan 1∑10-4.

Zoek dan een Ka waarde (de zuurconstante) op die zo dicht mogelijk bij de waarde ligt van de concentratie zuur.

Vervolgens kun je op meerdere manieren de juiste pH krijgen.

1: 50ml 0,1M azijnzuuroplossing, onder voortdurend pH meten, 4M NaOH toe druppelen (met het liefst een pasteurpipet), tot de goede pH waarde is verkregen.

2: 100ml 0,1 M HAc mengen met 100ml 0,1M NaAc oplossing. Controleer de pH, dit is denk ik de minste optie odat je dan altijd een pH krijgt van 4,76.

3: Zelfde als 1 maar dan met zoutzuur dus beginnen met een NaAc oplossing. Onder constant meten van pH.

Voor pH 2 ga je weer kijken welke Ka waarde ligt het dichtst bij de conc. zuur.
Dit is fosforzuur en dan wel de eerste Ka, dus dan heb je H3PO4 en H2PO4- in de oplossing.

Voor de rest van de pH idem dito. pH 0 krijg je moeilijk voor elkaar. Ik zou gewoon beginnen bij pH 2 en eindigen bij pH 12.

Voor een aantal pH's heb je een stofje nodig waarvan ik niet weet of jullie dat hebben op school, bijv. pH 10 = phenol. pH 12 = waterstofperoxide.
Dit laatste is denk ik geen probleem maar phenol?
Phenol is nl niet echt een prettige stof om mee te werken. Er zit nl een benzeenstructuur in.

Ik hoop jullie hiermee geholpen te hebben, nog veel succes.

#3

Fuzzwood

    Fuzzwood


  • >5k berichten
  • 11101 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 29 november 2005 - 18:45

pH 0 is zeker mogelijk met HCl, maar je moet wel een grote hoeveelheid NaCl kunnen oplossen. Ik weet dat HCl een sterk zuur is, maar zelfs de oplosbaarheid van de Cl- heeft een eindwaarde 8-[

#4

*_gast_Gerard_*

  • Gast

Geplaatst op 29 november 2005 - 18:53

Ik denk dat je een zuur met de pH=0 op zich kunt beschouwen, een buffer is een stof die H+ of OH- kan opnemen zonder dat de pH slechts weing verandert.
Kijk nu maar eens hoeveelH + of OH- je aan een zuur met pH=0 kunt toevoegen voordat de pH 1 punt verandert er genoeg buffers die minder buffercapaciteit hebben.
Trouwens dit geld ook voor een base met pH=14

#5

jb31dec

    jb31dec


  • >100 berichten
  • 238 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 29 november 2005 - 20:45

HCl en Cl- is geen buffer
(druppel er wat NaOH bij en de pH veranderd)
Met sterke zuren kun je geen buffer maken.
pH nul is een erg hoge concentratie van een buffer, misschien fosforzuur inderdaad, maar ik ken zo de pka niet en weet niet of dat kan...

Een buffer bestaat uit ůf een meerwaardig zuur, ůf een zuur met zijn geconjugeerde base.
zeg ik dat goed?

#6

Roytje

    Roytje


  • >250 berichten
  • 328 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 29 november 2005 - 20:55

pH van 0 = 1 mol/liter H+ Als je daar een beetje NaOH bijvoegd, zal de concentratie niet veel veranderen en zal de pH dus ook niet veel veranderen. Voor een pH verandering van 1 moet je:
pH = 0 -> 1 mol/liter
pH = 1 -> 0,1 mol/liter

1 - 0,1 = 0,9 mol OH- toevoegen

Sterke zuren zijn wel goede buffers. Ligt natuurlijk wel aan de concentratie.

Veranderd door Roytje, 29 november 2005 - 20:56


#7

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 29 november 2005 - 21:06

Een buffer bestaat uit ůf een meerwaardig zuur, ůf een zuur met zijn geconjugeerde base.
zeg ik dat goed?

Nee, dat is niet juist. Een meerwaardig zuur op zich is geen goede buffer, daar moet altijd ook de geconjugeerde base bij.

#8

harriel

    harriel


  • >100 berichten
  • 130 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 11 december 2005 - 12:13

pH van 0 = 1 mol/liter H+ Als je daar een beetje NaOH bijvoegd, zal de concentratie niet veel veranderen en zal de pH dus ook niet veel veranderen.
pH = 0 -> 1 mol/liter
pH = 1 -> 0,1 mol/l


Klopt dit? Een sterk zuur HNO3 bv kan wel 18 Mol/ltr bevatten Kun je daar dan 17 Mol OH- aan toevoegen voordat de PH begint op te lopen??

Hoe moet je bovenstaand rijtje verder afmaken (klopt dit):
pH = 0 -> 1 mol/liter
pH = 1 -> 0,1 mol/liter
pH = 2 -> 0,001 mol/liter
pH = 3 -> 0,0001 mol/liter
pH = 4 -> 0,00001 mol/liter
pH = 5 -> 0,000001 mol/liter
pH = 6-> 0,00000001 mol/liter



Is het dan bijvoorbeeld ook zo dat een 1 mol HNO3 oplossing , die je bijvoorbeeld gebruikt om een systeem te spoelen in principe net zo sterk is als een 6 molaire oplossing HNO3???
Want als bovenstaande klopt hebben die beide een PH van Nul

Groetjes

#9

Fuzzwood

    Fuzzwood


  • >5k berichten
  • 11101 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 11 december 2005 - 13:41

De pH kan in dat geval ook negatief zijn 8-[. pH is alleen maar een getal

Veranderd door FsWd, 11 december 2005 - 13:41


#10

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 11 december 2005 - 15:52

Even expliciet: 10 mol/liter -> pH = -1.0

#11

*_gast_Gerard_*

  • Gast

Geplaatst op 11 december 2005 - 15:59

Even expliciet: 10 mol/liter -> pH = -1.0



Als we voor de eenvoud de aktiviteitsconstante even vergeten 8-[





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures