Springen naar inhoud

pH-berekening


  • Log in om te kunnen reageren

#1

samijn

    samijn


  • 0 - 25 berichten
  • 3 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 21 augustus 2009 - 11:14

hallo,
Ik heb een aantal opgaven gekregen, waaronder deze ph berekening en ik geraak er maar niet aan uit.

Je krijgt een H3PO4 oplossing van 100ml, 01 M

De vraag bestaat uit 3 delen, maar als ik deel 1 en 2 heb kan ik het laatste zelf:
Hoeveel gram NaOH, met zuiverheid van 94% moet je toevoegen om aan pH 7 te geraken?

Het is dus een mengsel van een zwak zuur (H3PO4) en een sterke base (NaOH) wat een zout geeft.
Maar om uit de formule van een zout pH = 1/2 (pKa1 + pKa2) de nieuwe pH te krijgen gaat uiteraard niet.
Ik heb al een gelijkaardige oefening gemaakt, waarbij het mengsel een buffer was en waarbij ik de concentratie van de base (in dat geval een zwakke base) kon berekenen. Maar aangezien dit geen geconjugeerd zwak zuur met een geconjugeerde zwakke base is, is het dus geen buffer.
Ik dacht er ook aan dat het iets moest zijn met H3PO4 dat een 3-waardig zuur was en dat ik daar een formule moest aanpassen... Maar wat weet ik niet.

In deel 2 wordt gevraagd wat de pH van de oplossing is na toevoegen van 500mg, 100% zuiver NaOH.
Maar aangezien ik niet weet welke formule ik moet toepassen kan ik deze ook niet oplossen.

Enige hulp gevraagd aub, bedankt

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

#2

ajonker

    ajonker


  • >250 berichten
  • 306 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 21 augustus 2009 - 12:48

Hierbij enige hulp:

Allereerst bereken je de pH van de uitgangsoplossing 100 ml 0,1M H3PO4 door de formule pH= - log[H3O+] te gebruiken

Hieruit bereken je het pH-verschil tussen pH 7 en de pH van de uitgangsoplossing, waardoor je dan weet hoeveel H3O+ moet worden geneutraliseerd met NaOH en hieruit dus ook, op basis van de uitgangshoeveelheid van 100 ml zuur, hoeveel je aan ml NaOH moet toevoegen! Dit kun je dan vervolgens in gram NaOH uitdrukken.

Veel succes

#3

samijn

    samijn


  • 0 - 25 berichten
  • 3 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 21 augustus 2009 - 13:19

H3PO4 is een zwak zuur zei ik nog (pka>1) dus de formule is niet die van een sterk zuur die jij geeft. pH = 1/2 (pKa - log [H+]) is de formule van een zwak zuur

en een pH is niet iets dat je kan aftrekken van elkaar dacht ik toch? Dus zou dat sowieso niet lukken op die manier denk ik.

#4

Fuzzwood

    Fuzzwood


  • >5k berichten
  • 11101 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 21 augustus 2009 - 13:37

Je zult inderdaad voor elke pKa moeten kijken hoeveel deze invloed heeft op de pH. Voor pKa2 heb je dus het aantal mol diwaterstoffosfaat nodig wat ontstaat in de eerste deprotonatie (dat je dus berekent met pKa1).

#5

samijn

    samijn


  • 0 - 25 berichten
  • 3 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 23 augustus 2009 - 11:10

met je pka1 moet je dus je pka2 berekenen of wat bedoel je nu?

Want ik zie niet in hoe je, van dat 3-waardig zuur bij elke pka (want zijn er 3) telkens de pH zou moeten berekenen ervan. Want dan weet ik niet hoe je door NaOH toe te voegen aan die pH van 7 komt...

#6

ajonker

    ajonker


  • >250 berichten
  • 306 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 24 augustus 2009 - 08:59

Even voor alle duidelijkheid:

Bij een sterk zuur ligt het evenwicht volledig naar rechts, wat betekent dat in oplossing deze volledig splitst in ionen!

Bij een zwak zuur treedt er een dynamisch evenwicht op wanneer deze in oplossing wordt gebracht. Dus om de pH van deze oplossing te veranderen(!) gebruik je de formule pH = 1/2 (pKa - log [H+])

Echter ik gebruikte de algemene formule pH= - log[H3O+] om de pH van de startoplossing (100 ml 0,1M H3PO4) te weten!

En aan de hand van het pH verschil tussen de pH van de startoplossing en je gewenste eind pH kun je vaststellen hoeveel H+ je zult moeten neutraliseren met OH-! Je trekt de pH's van elkaar af, bv. pH start is 5 en je wilt naar pH 7; dan moet je 2 pH-eenheden neutraliseren met OH-; dus [OH-] = 10-pH = 10-2M, snap je?





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures