Springen naar inhoud

[scheikunde] pH berekening van buffers


  • Log in om te kunnen reageren

#1

AnnaChe

    AnnaChe


  • 0 - 25 berichten
  • 8 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 30 oktober 2010 - 16:53

Hey, ik ben voor tentamens aan het leren, maar bij de vragen over pH van bufferoplossingen loop ik vast.

Dat is namelijk de vraag

Bereken hoeveel mmol natriumhydroxide-oplossing er toegevoegd moet worden aan 1 liter bufferoplossing(0,500M NH3 en 0,700M NH4Cl) opdat de pH 0,1 zal stijgen

Kan me iemand helpen?

Met vriendelijke groet,

Anna

Veranderd door AnnaChe, 30 oktober 2010 - 17:05


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

#2

pimmodenhollander1

    pimmodenhollander1


  • >100 berichten
  • 244 berichten
  • Validating

Geplaatst op 30 oktober 2010 - 17:08

Dan moet je een aantal dingen weten:
1. Welke vergelijking heb je nodig om dit te kunnen berekenen?
De henderson-hasselbalch vergelijking. Deze moet je invullen. De pKa van ammoniumchloride en deze vergelijking kun je zo opzoeken.

Dan kun je de pH van de huidige oplossing berekenen.

2. Je weet de huidige verhouding ammonium/ammoniak. Het gaat echter om de nieuwe verhouding, waarbij de pH 0,1 hoger is.

Dit kun je ook weer met de henderson-hasselbalch vergelijking berekenen, door bij de pH simpelweg de nieuwe gewenste pH in te vullen en dan de nieuwe verhouding ammonium/ammoniak berekenen.

Aan de hand van de gewenste verhouding ammonium/ammoniak kun je dan berekenen wat de concentraties moeten worden en dus hoeveel natronloog je moet toevoegen.

#3

AnnaChe

    AnnaChe


  • 0 - 25 berichten
  • 8 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 30 oktober 2010 - 18:15

Dankjewel, maar het help nog steeds niet.

De pKa dat ik gevonden heb is 9,25 en dan als ik volgens de Henderson-Hasselbalch vergelijking alles uitschrijf kom ik op de pH van 9,40.
Het is ook duidelijk dat nieuw pH 9,50 moet zijn. Ik werk als volgt

10^0,1= (0,7/(0,5+NaOH))

maar dan kom ik steeds op verkeerde antwoord....

Sorry, maar kan je het iets gedetailleerder uitleggen, aub

Mvg,
Anna

#4

pimmodenhollander1

    pimmodenhollander1


  • >100 berichten
  • 244 berichten
  • Validating

Geplaatst op 30 oktober 2010 - 18:25

Je zit op de goede weg.

Je moet de nieuwe concentraties ammoniak en ammonium berekenen, dan kun je namelijk berekenen hoeveel ammonium je met behulp van natronloog moet omzetten in ammoniak ;) , om van je beginconcentraties op je gewenste concentraties te komen.

#5

blackmoa

    blackmoa


  • 0 - 25 berichten
  • 22 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 30 oktober 2010 - 18:34

hoe bedoel je nieuwe concentraties dan?

#6

AnnaChe

    AnnaChe


  • 0 - 25 berichten
  • 8 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 30 oktober 2010 - 18:39

Ik handel zo

10^0,1= 0,7/(0,5+x)
(1/10^0,1)*0,7= 0,5+x
en verder kom ik niet op de goede resultaat

#7

blackmoa

    blackmoa


  • 0 - 25 berichten
  • 22 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 30 oktober 2010 - 19:01

ik kom er eerlijk gezecht niet uit, wat ik ook doe ik kom niet uit op die 65 mmol/L

#8

AnnaChe

    AnnaChe


  • 0 - 25 berichten
  • 8 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 30 oktober 2010 - 19:04

Maar als we de concentratie van ammoniumchloride als constante zullen nemen, dan kom ik wel wat dichter bij maar ook niet op die 65,5mmol...

Eerlijk gezegd zit ik nu van alles te proberen,maar het lukt niet

#9

pimmodenhollander1

    pimmodenhollander1


  • >100 berichten
  • 244 berichten
  • Validating

Geplaatst op 30 oktober 2010 - 19:28

Wat probeer je te berekenen met die 10^0,1?

Verder, heb je de vergelijking om de pH uit te rekenen wel helemaal goed ingevuld? Je moet het zuur en de base wel goed neerzetten, anders kom je sowieso niet goed uit. Ik kom namelijk niet uit op 9,4; maar op 9,1.

Verder, je weet dat je beginconcentraties zijn: '
- [NH3] = 0,5 M
- [NH4+] = 0,7 M

Als je dat invult in henderson-hasselbach krijg je:
pH = 9,25 + log (0,5/0,7); uitgeschreven: pH = 9,25 + -0,146 = 9,1

Dus je nieuwe pH moet 9,2 zijn, want 0,1 hoger.

Opnieuw invullen in henderson-hasselbalch:
9,2 = 9,25 + log (NH3/NH4+)
-0,05 = log (NH3/NH4+)
log weghalen
10^-0,05 = 10^log (NH3/NH4+)
0,89 = [NH3]/[NH4+]
[NH3] = 0,89 * [NH4+]
1,2 M (bij elkaar) = [NH3] + [NH4+] (0,7M + 0,5M = 1,2M)
Noem [NH3] en [NH4+] x
1,2 M = x + 0,89x
x = 0,63
dus nieuwe concentratie NH3 is 0,57 M
nieuwe concentratie NH4+ is 0,63 M

Invullen in henderson-hasselbach om je antwoord te controleren:
pH = 9,25 + log (0,57/0,63) = 9,25 + -0,04 = 9,21 (ik heb tussendoor afgerond, vandaar dat het op 9,21 uitkomt). Klopt dus.

Nu kun je zien dat de concentratie NH4+ van 0,70M naar 0,63M is gegaan. Dus dat je hiervoor 0,070 mol NaOH voor nodig hebt (aangezien het gaat over een liter). Dit is gelijk aan 70 mmol NaOH.

#10

AnnaChe

    AnnaChe


  • 0 - 25 berichten
  • 8 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 30 oktober 2010 - 19:43

Hartelijk bedankt. Nu begrijp ik heel goed wat ik verkeerd had gedaan

#11

blackmoa

    blackmoa


  • 0 - 25 berichten
  • 22 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 31 oktober 2010 - 11:51

Maar hoe doe je de volgende dan,

Een bufferoplossing bevat 2,00mmol azijnzuur en 2,00 mmol natriumacetaat in 200ml. Bereken hoeveel de pH verandert als er 10,00 ml 0,100M natriumhydroxide-oplossing wordt toegevoegd.



pH= pKa +log 2mmol/2mmol
pH= 4,75+ log 1
pH= 4,75

Dan moet de 10,00 mL 0,100 M natriumhydroxide-oplossing erbij. Ik weet niet wat de volgende stap is.

Ik heb hem al

2,00 mmol reageert met 1mmol NaOH

dus dan krijg je

pH= pKa + log 3 mmol/1mmol
pH= 4,75 + 0,48
pH= 5,23

volgens de antwoorden klopt dit.

Veranderd door blackmoa, 31 oktober 2010 - 13:38


#12

sassie_CF

    sassie_CF


  • 0 - 25 berichten
  • 6 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 06 januari 2011 - 19:56

Hallo iedereen,


Ik heb een oefening op berekenen van pH buffer waar ik vastzit. Kan iemand me helpen?
ik weet niet hoe ik kleine cijfertjes boven en onder moet maken, sorry daarvoor, hopelijk is het duidelijk wat ik schrijf.

gegeven:
100ml Na3PO4 (0,20mol/l) wordt gemengd met 100ml NaH2PO4 (0,10mol/l)

Ka1 = 7,1 . 10 -3
Ka2 = 6,3 . 10 -8
Ka3 = 4,4 . 10 -13




ik kwam al zo ver:

* er is 0.02mol Na3PO4 en 0.01 mol NaH2PO4 aanwezig in de oplossing

* het betreft 2 zouten, dus beide splitsen volledig:
Na3PO4 -> 3Na+ + PO4 3-
NaH2PO4 -> Na+ + H2PO4 -

in de oplossing zijn na de reacties aanwezig:
* 0,07 mol Na+
* 0,02 mol PO4 3-
* 0,01 mol H2PO4 -


PO4 3- vormt nu een buffer met H2PO4 -
of sla ik een reactie over?

tussen deze beide stoffen worden 2H+ uitgewisseld, dus moet ik 2 Ka's gebruiken om de pH te berekenen, meer bepaald Ka2 en Ka3. Maar de formule voor pH-berekening met buffer maakt enkel gebruik van 1 Ka
pH=pKa + log Cb/Ca

het antwoord is gegeven nl. pH=11,9, maar ik weet niet hoe ik hier moet toe komen. ik heb de formules van meerwaardige zwakke en sterke zuren ook al in de bufferformule gestoken, maar ik kom niet tot de juiste oplossing.



dit is mijn eerste post, ik hoop dat ik in de juiste forum heb gepost.

alvast bedankt voor jullie tijd en moeite!

#13

Ronnie_CF

    Ronnie_CF


  • >250 berichten
  • 723 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 07 januari 2011 - 09:37

Ik heb een oefening op berekenen van pH buffer waar ik vastzit.

Let hier bij op. Een buffer bestaat uit een base (of zuur) afkomstig van een zuur (of base). Dit is dus een geconjugeerd zuur/base-syteem. Dat is hier niet het geval.

Maar nu is de vraag, gaat er een reactie plaatsvinden in je recipiŽnt? Ik zou zeggen van wel:

Na3PO4 + NaH2PO4 --> 2Na2HPO4 ( + Na3PO4 overmaat)

Nu heb je wel een geconjugeerd zuurbase systeem in oplossing.

Probeer van hieruit je sommetjes nog eens te maken.

Veranderd door Ronnie, 07 januari 2011 - 09:38


#14

sassie_CF

    sassie_CF


  • 0 - 25 berichten
  • 6 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 08 januari 2011 - 09:52

Hallo Ronnie,
bedankt voor je reactie!

dan kom ik inderdaad 12 uit (zal wel kloppen? bijna 11.9?)

ik heb dan namelijk 0,01 mol Na3PO4 en 0,02 mol Na2HPO4 en gebruik daardoor de Ka3
->pH=pKa + log Cb/Ca
->pH=-log 4,4.10 -13 + log (0.01/0.02) = 12,055



Maar wat ik niet snap is hoe je aan die reactie komt? ik snap de logica van de reactie zelf maar waarom gebeurt juist dit en niet wat ik dacht dat er ging gebeuren (beide zouten splitsen volledig in enerzijds de Na+ en anderzijds de rest)

alvast heel erg bedankt!
sas

#15

Ronnie_CF

    Ronnie_CF


  • >250 berichten
  • 723 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 08 januari 2011 - 13:27

Maar wat ik niet snap is hoe je aan die reactie komt? ik snap de logica van de reactie zelf maar waarom gebeurt juist dit en niet wat ik dacht dat er ging gebeuren (beide zouten splitsen volledig in enerzijds de Na+ en anderzijds de rest)

Je haalt twee zaken door elkaar: het splitsen van ionen en een reactie tussen twee moleculen.


Ten eerste, de "zouten" splitsen sowieso niet volledig omdat het geen zoutresten van een sterk zuur zijn (fosforzuur is een zwak zuur en splitst dus niet volledig wanneer je het in water oplost). Dit kan je zien aan je pKa waarden. Een zuur met een pKa kleiner dan 2, splitst volldig bij het "oplossen" in water.

Nu, zelf al was er een volledige splitsing, denk maar aan wanneer je HCl en NaOH in oplossing zou brengen (volledige splitsing in H+, Cl-, Na+ en OH-), dan nog gaan deze reageren tot water en NaCl. Het al dan niet volledig splitsen van zuren en basen en het reageren met elkaar heeft in feite geen(/weinig) invloed op de reactie.


Je zuur (NaH2PO4) en je base (PO43-) reageren gewoon met elkaar. "Daarna" zal een partiŽle splitsing optreden, die een invloed heeft op je pH (vandaar de pka in je formule voor een buffer). Doordat er een geconjugeerd zuur/base systeem aanwezig is, zal er een bufferende werking optreden.


(ter info, als de twee zouten reageerde zoals jij stelde, zit je niet met een buffer maar moet je de pH bepalen met de formule voor een zout: pH = 1/2( pKai + pKaj. De concentratie is hierbij niet van belang.)



[!] Ergens vraag ik mij af of ik het goed opheb trouwens :P . Dus als er iemand me kan bijstaan of afbreken, graag aub :D .





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures