Wetenschapsforum

Ik heb nogal wat moeilijkheden met oefeningen van basen en zuren..

Bijvoorbeeld deze:

Gegeven: Ka (HOAc) = 1,8.10^-5

Hoeveel gram NaOAc is nodig om 500mL oplossing met pH= 8,78 te bereiden?

Kunnen jullie mij helpen?

klopt die pH?

het licht totaal niet in het buffergebied

A V schreef: ↑do 03 jan 2013, 17:15
klopt die pH?

Ja hoor, zo staat het in de opgave

Ik heb er nog even over nagedacht en kwam alleen tot deze oplossing

aanname: water vooraf pH 7

je reactievergelijking

HOAc <> OAc^- + H⁺Kz=1.8*10^-5

evenwicht 1.8*10^-5= [OAc^-][H⁺]/[HOAc]

H⁺= 10^-8.78

deze vul je in in je evenwicht

1.8*10^-5= [OAc^-][10^-8.78]/[HOAc]

nu kun je zeggen dat omdat je van pH 7 naar pH 8.78 gaat er

10^-7-10^-8.78 = 9.834*10^-8heeft gereageerd naar HOAc

Deze ook invullen in je evenwicht

1.8*10^-5= [OAc^-][10^-8.78]/[9.834*10^-8]

nu kun je het aantal mol OAc^-berekenen

1.8*10^-5/10^-8.78*9.834*10^-8= [OAc^-] = 0.00106 mol/l

0.00106 mol/L * 0.5 L = 5.33*10^-4mol

5.33*10^-4mol * 82.034 g/mol = 0.0437 gram NaOAc

Meer kon ik er niet van maken.

Omdat ik hier een aanname maak over de pH vooraf weet ik niet als ik goed zit.

Als er iemand anders over denkt laat ik me graag corrigeren.

Als je natriumacetaat oplost in water ontstaat het volgende evenwicht:

Ac^- + H₂O HAc + OH^-

met Kb = [HAc] x [ OH^-] / [Ac^-]

Kz is bekend. Je kunt dus Kb berekenen.

pH is bekend. Je kunt dus ook pOH en [OH^-] berekenen.

Bereken vervolgens uit de evenwichtsvoorwaarde [Ac^-] en het aantal gram natriumacetaat voor 0,5 liter.

Antw. 2,68 g.

Bedankt!

Margriet,

Zou jij die laatste stap eens aan mij kunnen uitleggen.

Ik snap dat je de [OH^-] invult.

Maar dan hou je een evenwicht over van [HOAc] en [OAc^-]

Hierbij hou je naar mijn idee 2 onbekenden over.

Omdat je ook de uitgangspositie niet weet.

Je hebt het volgende evenwicht:

Ac^- + H₂O HAc + OH^-

In welke verhouding ontstaan hierbij HAc en OH^-?

ja 1 op 1

Heb net een OH^- concentratie berekend van 6.026*10^-6

Maar heb je hier niet het probleem dat je dicht rond de pH 7 zit.

Dus een pH van 7 dus een [OH^-] concentratie van 10^-7

Wat naar mijn idee te dicht bij elkaar licht (10^-7/6.026*10^-6 =0.016) om dit evenwicht erbuiten te laten.

Maar zal nog even naar mijn berekeningen boven kijken waar het mis is gegaan want ik heb veel meer verschil met jou dan iets meer dan 1%.

Ag alleen dat ik de Kz heb gebruikt ipv de Kb.

Dacht dat het wel zou lukken omdat ik toch dicht bij de pH 7 zat en ik te gemakzuchtig was, en had in de post hierboven ook al bewezen dat dat eigenlijk niet het geval was . Maar dan alsnog denk ik niet dat omdat je uitgaat van water (zeg maar eenvoudig pH 7 meer dan 1% van [OH] in eindoplossing) zomaar mag zeggen dat deze verwaarloosbaar is.

[OH^-] = 6,03 x 10^-6 M dat is de totale [OH^-]

Dit betekent dat [H⁺] = 1,66 x 10^-9 M, immers [H⁺] x [OH^-] = 1,0 x 10 ^-14.

Er is dus per liter 1,66 x 10^-9 mol water is geïoniseerd.

En [H+] en [OH-] zijn hieruit dus beide 1,66 x 10^-9M.

[OH^-] van het acetaat evenwicht is dus eigenlijk 6,03 x 10 ^-6 min 1,66 x 10 ^-9.

Dit is afgerond 6,03 x 10^-6.

Conclusie: de OH^- concentratie vanuit de waterionisatie kun je hier verwaarlozen.

ah inderdaad had de verschuiving van het waterevenwicht niet meegenomen.

Is altijd weer mooi om de vergeten theorie weer een beetje boven water te brengen.