Springen naar inhoud

Buffers


  • Log in om te kunnen reageren

#1

Sofie55

    Sofie55


  • 0 - 25 berichten
  • 3 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 07 januari 2008 - 08:39

Hallo iedereen!

Ik heb een klein vraagje over het opstellen van de Herderson-Hasselbalch formule voor buffers.
We nemen een oplossing van een zuur en zijn volledig dissocieerbaar zout waarvan we de evenwichten en de massabalansen schrijven.

Evenwichten:
HA <--> H+ en A-
A- + H2O <--> HA + OH-

Massabalansen:
CHA = [HA] + [H+] - [OH-]
CA = [A-] - [H+] + [OH-]

Mijn vraag is dan hoe je aan die massabalansen komt. In de cursus wordt er geen uitleg over gegeven en ik zou er dus niet in slagen zelf zoiets op te stellen. Ik dacht dat het iets te maken kon hebben met het feit dat voor CHA H+ de vorming van HA in de hand werkt en OH- de vorming net tegenwerkt, vandaar het + en - teken.. En dat zo voor CA H+ de vorming van A- tegenwerkt en OH- deze in de hand werkt. Klopt dit of zit ik er volledig naast?

Alvast bedankt! :)
Sofie

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

#2

Don Carbazone

    Don Carbazone


  • >250 berichten
  • 552 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 07 januari 2008 - 10:35

Eerst en vooral vind ik dat de bufferformule een slechte naamgeving is, want deze geldt voor gelijk welk zwak zuur-base systeem; de formule is gewoon gebaseerd op de uitdrukking voor de zuurconstante Ka:

HA <=> H+ + A-

Ka = (H+)*(A-) / (HA)
log Ka= log H+ + log (A-)/(HA)

=> pH = pKa + log (A-)/(HA)

Het buffergebied strekt zich uit over pKa-1 tot pKa+1, dus over een verhouding corresponderend base-zuur 1/10 tot 10/1

Ten tweede snap ik niet goed vanwaar je dat tweede evenwicht haalt. Een buffer bekom je inderdaad door het mengen van een zwak zuur en de geconjugeerde base onder de vorm van een zout, maar dat tweede evenwicht is niet relevant. De kans dat de toegevoegde base een proton opneemt van het zwakke zuur is groter, aangezien het zwakke zuur een relatief sterker zuur is dan water. Stel bijvoorbeeld dat je 1 M HOAc mengt met 1 M NaOAc:

HOAc <=> H+ + OAc-

1 M 1 M

De bijdrage aan OAc- door het dissociatie-evenwicht is te verwaarlozen tov van die van het zout.

Ten derde kloppen die massabalansen niet:

Beginconcentratie = som der evenwichtsconcentraties

CHA = (HA) + (A-)

Veranderd door Don Carbazone, 07 januari 2008 - 10:55


#3

Sofie55

    Sofie55


  • 0 - 25 berichten
  • 3 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 07 januari 2008 - 13:03

Ik vond het ook nogal vreemd.. Maar aangezien dit letterlijk uit de cursus komt, ging ik ervan uit dat het wel zou kloppen.

Ik ben ook gewend voor de massabalans de formele concentratie gelijk te stellen aan de som van de evenwichtsconcentratie, vandaar dat ik me afvroeg waarom het hier ineens anders was.

Ik denk dat ik maar eens een mailtje zal sturen naar de prof, misschien dat hij me kan uitleggen vanwaar hij dit haalt :)

In ieder geval bedankt! :P

#4

Don Carbazone

    Don Carbazone


  • >250 berichten
  • 552 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 07 januari 2008 - 13:07

Inderdaad, proffen zijn ook maar mensen die fouten maken. Een cursus zonder een fout in ben ik nog nooit tegengekomen :D

#5

Sofie55

    Sofie55


  • 0 - 25 berichten
  • 3 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 07 januari 2008 - 13:41

Gelijk heb je, iedereen maakt fouten, maar deze cursus slaat toch wel alles!
En dan te bedenken dat ik morgen examen heb..
Hopen maar dat ik die vraag ni krijg :P

#6

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 07 januari 2008 - 21:40

Wat is een massabalans? Een "constante som van concentraties"?

En wat doe je daar zoal mee?

Je kunt de tweede reactie omkeren, je krijgt dan twee reacties die de enig mogelijke omzettingen geven tussen HA en A-:

HA <--> A- + H+
HA + OH- <--> A- + H2O

Je kunt nu beide reacties zover mogelijk naar links laten lopen, de totale hoeveelheid HA wordt dan jouw CHA, en je kunt kiezen om ze naar rechts te laten lopen zover je kunt, dan krijg je jouw CA als totale hoeveelheid A-. Toch?

Veranderd door rwwh, 07 januari 2008 - 21:41


#7

Don Carbazone

    Don Carbazone


  • >250 berichten
  • 552 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 07 januari 2008 - 23:01

Nee de massabalans is geen constante som, de termen in de som variŽren ifv je omstandigheden.

Neem nu, om het simpel te houden, de dissociate van een zwak zuur welk je in neutraal water brengt:

HA <=> H+ + A-

massabalans is hier, daar ben ik toch van overtuigd:

CHA = (HA) + (A-)

De analytische concentratie is een constante, gekend, je weet toch immers hoeveel zwak zuur je in oplossing brengt?

De evenwichtsconcentraties bereken je via de zuurconstante. Wanneer je dit evenwicht manipuleert, door bijvoorbeeld een sterk zuur toe te voegen en je het evenwicht naar links drijft, zullen de evenwichtsconcentraties beÔnvloed worden, maar de analytische concentratie blijft constant. Het heeft toch geen zin om over de analytische concentratie van je zwakke base te praten?

Wanneer sterk zuur toegevoegd:

(A-) ≈ 0
(HA) ≈ CHA

Of anders gezegd: al het zwakke zuur komt praktisch voor in zijn geprotoneerde vorm (zijn verdelingsgraad is praktisch 1); dit is zo bij een pH <<< pKa (H+ >>> Ka)

Ka = ( (H+) * (A-) ) / (HA)
Ka/H+ = A- / (HA)

Wanneer (H+) >>> Ka => (HA) >>> (A-)

Veranderd door Don Carbazone, 07 januari 2008 - 23:11






0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures