Springen naar inhoud

[scheikunde] Distillatie HCl oplossing


  • Log in om te kunnen reageren

#1

fcbfan

    fcbfan


  • >25 berichten
  • 42 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 17 december 2009 - 17:15

Ik heb een vraagje over de distillatie van een waterige HCl oplossing.
Telkens er 10 ml (1 fractie) distillaat (met azeotropische samenstelling) verzameld was, hebben we dit weggenomen, en hieruit 5 ml gebruikt voor een titratie; met als titrant NaOH.

Nu moet ik de concentraties (molariteit) van elke fractie distillaat berekenen.
Ik heb dit gedaan door ervan uit te gaan dat ik een 1 : 1 verhouding kon gebruiken om de molariteit te berekenen.
Is dit juist?
Ik weet niet welke stoichiometrische vergelijking ik hiervoor moet gebruiken, daarom de vraag.


Weet iemand toevallig hoe ik ook de literatuurwaarden van deze dingen kan vinden?

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

#2

jhullaert

    jhullaert


  • >1k berichten
  • 2337 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 17 december 2009 - 17:28

NaOH(aq) + HCl(aq) ----> NaCl(aq) + H2O(vl)

is 1:1 toch? :P

#3

fcbfan

    fcbfan


  • >25 berichten
  • 42 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 18 december 2009 - 21:22

Ja, maar ik had ook deze formule ergens bij mijn theorie:

HCl + x H2O ----> H+(H2O)x + Cl-

Wat moet ik daar dan mee, en wat zijn die x'en? Daar moet toch gewoon "1" staan?

#4

jhullaert

    jhullaert


  • >1k berichten
  • 2337 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 19 december 2009 - 15:38

Ja inderdaad, dat is de dissociatie vergelijking van HCl maar dan iets moeilijker geformuleerd.

#5

Fuzzwood

    Fuzzwood


  • >5k berichten
  • 11101 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 19 december 2009 - 17:29

De H3O+ (hydronium) is nl ook een beetje achterhaald. Net zoals Na+ een watermantel aantrekt met de zuurstofatomen naar zich toegericht, doen protonen dat ook.

#6

woelen

    woelen


  • >1k berichten
  • 3145 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 19 december 2009 - 19:34

In oplossing bestaat het hydronium ion eigenlijk helemaal niet. Een betere benadering is H(H2O)4+, maar ook dat is een benadering. In werkelijkheid vindt er een constante "stoelendans" plaats waarbij watermoleculen los laten en anderen weer aan de H+ gekoppeld worden.

Het hydronium ion H3O+ bestaat wel in bepaalde zouten. Het meest bekende hydronium-zout is hydronium perchloraat, H3OClO4, een witte kristallijne stof.

#7

Mark J

    Mark J


  • >100 berichten
  • 243 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 19 december 2009 - 20:01

Volgens mij draaien jullie een beetje om de vraag van de TS heen :P

Voor het bepalen van de hoeveelheid HCl moet je weten wat de concentratie van je titrant is (meestal 0,1M NaOH bij benadering). Vervolgens kijk je hoeveel mL je hiervan toegevoegd hebt voordat er een kleuromslag plaatsvond en de rest lijkt me gesneden koek :oops:

#8

fcbfan

    fcbfan


  • >25 berichten
  • 42 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 21 december 2009 - 17:38

Ok, ik heb dat zo berekend, dus het zal wel juist zijn dan.

niemand die het boek "handbook of chemistry and physics" heeft, en die literatuurwaarden eens voor mij zou kunnen opzoeken :) ?
Of zeggen waar in dat boek ik moet gaan zoeken, en dan ga ik het wel in de bibliotheek ofzo zoeken.
Ik moet namelijk mijn waarden vergelijken met de literatuurwaarden...

#9

fcbfan

    fcbfan


  • >25 berichten
  • 42 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 03 februari 2010 - 09:56

Ik heb een vraagje over de distillatie van een waterige HCl oplossing.
Telkens er 10 ml (1 fractie) distillaat (met azeotropische samenstelling) verzameld was, hebben we dit weggenomen, en hieruit 5 ml gebruikt voor een titratie; met als titrant NaOH.

Weet iemand toevallig hoe ik ook de literatuurwaarden van deze dingen kan vinden?

Ik heb dit topic weer boven gehaald, omdat de examens enzo gedaan zijn, maar ik moest nog een verslagje maken over dit practicum...
Nu ben ik natuurlijk al een paar dingen vergeten.

Wat is nu eigenlijk het azeotropisch mengsel? Is dat datgene dat overblijft in de distilleerkolf, waar oorspronkelijk de HCl-oplossing inzat?
En wat is dan "het distillaat met azeotropische samenstelling" (zoals in ons boek staat).


Verder zou ik nog eens willen vragen of niemand het boek "Handbook of Chemistry and Physics" heeft om de literatuurwaarden te hebben en te vergelijken met mijn waarden.
Op deze site kan je het boek denk ik online bekijken, maar ik heb geen idee waar ik nu moet gaan zoeken voor die waarden?
Iemand die hierbij kan helpen?

#10

fcbfan

    fcbfan


  • >25 berichten
  • 42 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 05 februari 2010 - 12:30

Is er echt niemand die kan zeggen wat het azeotropische mengsel hier is? Ik ben er helemaal in de war mee.
Ik moet kookpunt en samenstelling van azeotropisch mengsel vinden...

#11

Marjanne

    Marjanne


  • >1k berichten
  • 4771 berichten
  • VIP

Geplaatst op 05 februari 2010 - 12:46

Het distillaat met azeotropische samenstelling is hetzelfde als het azeotropische mengsel.
Zolang er voldoende HCl is zal het destillaat (de vloeistof die je hebt overgedestilleerd) de azeotropische samenstelling hebben.



Edit:
# Moderatoropmerking
Marjanne:Soms hebben vragen een schopje omhoog nodig om de aandacht weer te trekken ;) .

Veranderd door Marjanne, 05 februari 2010 - 12:47


#12

woelen

    woelen


  • >1k berichten
  • 3145 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 05 februari 2010 - 13:05

Marjanne, daar ben ik het toch niet mee eens.

Als je een HCl-oplossing destilleert, dan zal als de oplossing sterker verdund is dan de azeotroop, eerst vrijwel alleen water overkomen. Hierdoor neemt de concentratie van het zuur toe. Op een gegeven moment zal vrij snel ineens de kooktemperatuur omhoog gaan en dan komt het azeotroop over.

Als de HCl-oplossing initieel geconcentreerder is dan de azeotroop, dan zal er in eerste instantie hoofdzakelijk HCl overkomen. Hierdoor daalt de concentratie HCl. Met het dalen van de concentratie HCl zal de kooktemperatuur toenemen totdat de concentratie van het azeotroop is bereikt.

Dus, of je nu eerst met een verdunde of juist met een sterk geconcentreerde oplossing begint, de oplossing heeft de neiging om naar de azeotrope concentratie te gaan. Dit is het geval omdat bij de zoutzuur oplossing de azeotroop het maximale kookpunt heeft.

Voor zoutzuur is de azeotrope samenstelling 20,2% HCl en deze oplossing kookt bij 110 graden Celcius.

#13

Marjanne

    Marjanne


  • >1k berichten
  • 4771 berichten
  • VIP

Geplaatst op 05 februari 2010 - 13:19

Je hebt gelijk, woelen. Het zat te eenvoudig in mijn grijze archief.

Ik heb het gelijk maar even afgestoft ;) .

#14

fcbfan

    fcbfan


  • >25 berichten
  • 42 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 05 februari 2010 - 13:21

Voor zoutzuur is de azeotrope samenstelling 20,2% HCl en deze oplossing kookt bij 110 graden Celcius.

Is het echt 110? Wij hadden in het practicum 109 °C, is dat ook goed of kan dit in principe niet?

Ik moet ook een een distillatiekromme opstellen door de molariteit van de distillaatfracties uit te zetten in functie van het totale volume distillaat.

Ik heb dit gedaan, maar wat ben je daarmee? Dat is een afbuigende lijn naar boven die dan op een bepaalde concentratiewaarde gelijk blijft. Kan dit kloppen?

En als je de molariteit van de distillaatfracties berekent, is dat dan eigenlijk de molariteit van HCl dat je berekent?

Edit: hoe bereken je dat de samenstelling 20,2% is?

Veranderd door Bram2, 05 februari 2010 - 13:59


#15

woelen

    woelen


  • >1k berichten
  • 3145 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 05 februari 2010 - 16:59

Een waarde van 109 graden is natuurlijk heel goed mogelijk. Die ene graad kan ik wel verklaren als meetfout. Kook ook eens wat gedestilleerd water en meet dan de temperatuur. Wellicht dat je dan 99 graden meet.

Die samenstelling van 20,2% bereken je niet zomaar. Dat is iets wat men door middel van experimenteren heeft bepaald. Als je zelf deze meting wilt doen, dan zou je het azeotroop moeten hebben (dat heb je als het spul kookt bij 110 graden). Neem dan bijv. 10 gram van de azeotroop (niet 10 ml, maar 10 gram!) en meng dit met gedestilleerd water tot je 1 liter vloeistof hebt. Goed mengen zodat je een homogeen mengsel hebt. Dan ga je dat titreren tot het omslagpunt (pH = 7) zodat je weet hoeveel molair die oplossing is. Hieruit kun je berekenen hoeveel mol er in die 10 gram zat en dus hoeveel gram en dan heb je de concentratie van je azeotroop in gewichtsprocenten.

Grootste probleem hierbij is dat de kooktemperatuur als functie van concentratie HCl een parabolische functie is rond de 110 graden, met de top van de parabool op 110 graden. Zit je een graad er naast, dan heb je al een flinke afwijking van de concentratie (raaklijn is horizontaal op 110 graden en derhalve is de gevoeligheid voor variaties in temperatuur erg groot). Ik denk dat als je dit experiment echt in praktijk zou willlen doen dat je meerdere keren zou moeten destilleren en iedere keer het laatste beetje moet nemen om echt dicht bij de azeotrope waarde te komen.

Zelf heb ik dit experiment gedaan met azeotroop HBr en daar viel het mij op dat ondanks dat ik op pakweg 1 graad nauwkeurig het kookpunt had, dat ik toch nog 8% van de azeotroop af zat (ik kookte 40% HBr over terwijl de azeotroop 48% bevat).





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures