[scheikunde] waterevenwicht

AItt

Hallo,

Door de autoionizatie van water heb je dus altijd H3O+ en OH- ionen in het water. Maar deze twee staan in binas als sterke zuren en basen. Maar als ze sterk zijn hoe kun je dan uberhaupt een evenwichtsreactie hebben met water? Want ze zouden dan volledig aflopend moeten reageren en water vormen? Dus dit is toch een beetje tegenstrijdig?

Alvast bedankt

Margriet

Door de autoionizatie van water heb je dus altijd H3O+ en OH- ionen in het water. Maar deze twee staan in binas als sterke zuren en basen.

Beide juist.

Maar als ze sterk zijn hoe kun je dan uberhaupt een evenwichtsreactie hebben met water? Want ze zouden dan volledig aflopend moeten reageren en water vormen? Dus dit is toch een beetje tegenstrijdig?

Als een sterk zuur reageert met een sterke base zeggen we dat de reactie aflopend is.

H₃O⁺ + OH^- → 2 H₂O

In werkelijkheid is dat niet zo. Alle zuur-basereacties zijn evenwichtsreacties dus moet het eigenlijk zijn:

H₃O⁺ + OH^- Afbeelding

2 H₂O

Maar het evenwicht ligt zover naar rechts dat je dit evenwicht voor berekeningen e.d. als aflopend kan beschouwen. Immers [ H₃O⁺ ] = [OH^- ] = 1,0 x 10^-7.

Dat betekent dat als je 0,1 mol HCl laat reageren met 0,1 mol NaOH en er 0,1 mol NaCl en 0,1 mol H₂O ontstaat dat dat eigenlijk 0,0000001 mol minder moet zijn.

Omdat je die 0,0000001 mol kunt verwaarlozen zeggen we dat de reactie aflopend is hoewel die dat eigenlijk niet is. Het blijft een evenwichtsreactie waarvoor geldt: [H₃O⁺ ] x[ OH^- ] = 1,0 x 10^-14

AItt

Ok. Ik denk dat ik het snap. Maar moet je dus ook daarom als je bijvoorbeeld HCl in water doet. HCl laten reageren met water en niet met de OH- ? Want die OH is eigenlijk wel een sterkere base dan water en zou dus als base dienen.

Want ook dan kun je kwalitatief begrijpen waarom H3O+ stijgt omdat volgens le chatelier principe als OH- steeds reagaart met HCl en dus de concentratie van OH daalt dan stijgt dus steeds de H3O+ concentratie.

Margriet

Maar moet je dus ook daarom als je bijvoorbeeld HCl in water doet. HCl laten reageren met water en niet met de OH- ? Want die OH is eigenlijk wel een sterkere base dan water en zou dus als base dienen.

We schrijven in neutraal milieu: HCl (g) + H₂O (l) → H₃O⁺ (aq) + Cl^- (aq)

en nemen H₂O als base omdat de concentratie van de sterkere base OH^- te gering is in verhouding tot de concentratie water.

[H₂O] : [OH^-] = (55,5) : (10^-7 )= (55,5 x10⁺⁷ ) : (1) .

In basisch milieu schrijft men wel HCl (g) + OH^- (aq) → H₂O (l) + Cl^-(aq)

AItt

Ooh ok. Misschien heeft het volgende wat ik vraag ook een zelfde soort antwoord als wat ik eerder vroeg, maar als je nou een sterke zuur in water doet en er ontstaan dan H3O+, waarom reageert die onstane H3O+, wat dus nu de sterkste zuur is niet gelijk weer met water?

Alvast bedankt

Typhoner

AItt schreef: ↑di 19 feb 2013, 18:42
waarom reageert die onstane H3O+, wat dus nu de sterkste zuur is niet gelijk weer met water?

wat ontstaat er, als H₃O⁺ met water reageert?

AItt

jaa H3O+ weer

, maar als je naar de waterevenwicht kijk 2 H2O-<---->(H3O+) + ( OH-) en de evenwichtsvoorwaarde : Kw=[H3O+] [OH-] dan zou je toch ook kunnen zeggen dat als H3O+ concentratie stijgt dan daalt de [OH-] ten compensatie ( volgens le chatelier) en voldoe je weer aan het evenwicht waardoor de H3O+ concentratie dus in stand blijft ?

Dus ik weet elke keer met de zuren/basen niet welke redenatie ik moet volgen : het waterevenwicht erbij halen om iets te verklaren of bijvoorbeeld uw redenatie zoals hierboven staat :-k (en wat er in het echt gebeurt en niet qua rekenwerk op hetzelfde neerkomt)

Typhoner

AItt schreef: ↑di 19 feb 2013, 20:04
jaa H3O+ weer , maar als je naar de waterevenwicht kijk 2 H2O-<---->(H3O+) + ( OH-) en de evenwichtsvoorwaarde : Kw=[H3O+] [OH-] dan zou je toch ook kunnen zeggen dat als H3O+ concentratie stijgt dan daalt de [OH-] ten compensatie ( volgens le chatelier) en voldoe je weer aan het evenwicht waardoor de H3O+ concentratie dus in stand blijft ?

dat is op zich correct, maar bedenk dat in zuiver water [OH^-] = 10^-7 M. Als je nu, zeg, 0,1 M HCl toevoegt, ga je idd wat OH^- doen wegreageren, maar dat kan nooit meer dan 10^-7 M zijn, wat dus een marginaal effect op de concentratie H₃O⁺ zal geven.

AItt

ehmm ik weet niet of u dit bedoelt maar bij bijvoorbeeld een pH van 1 is de H30+ concentratie toch maar 10^-1 M? en de [OH-] is dus slechts gedaald naar 10^(-13) M dus kleine veranderingen hebben toch al grote gevolgen voor de pH? En dat de OH concentratie niet al te veel kan veranderen is ook logisch want als [OH] heel dicht bij de 0 zou komen dan zou volgens de evenwichtsvoorwaarde Kw=[H3O+] [OH] de H3O= concentratie de oneindige benaderen en dat kan natuurlijk niet.

Typhoner

Dan heb ik misbegrepen wat je bedoelt. Ik dacht dat je wou zeggen dat als zuur in water doet, dit automatisch wegreageert met de aanwezige OH^-.

AItt

Jaa maar ook dan krijg je dezelfde situatie en de dilemma's van hierboven en volgens mij is dat ook de meest realistische alleen qua rekenwerk komt het gewoon op hetzelfde neer door het te laten reageren met water. Het zou alleen fijn zijn als iemand dat ook kwantitatief kan bewijzen.(als het uberhaupt klopt)

Typhoner

Dus we beginnen met zuiver water: [OH^-] = [H₃O⁺] = 10^-7 M

We voegen nu HCl toe, zodat we een concentratie van 0,01 M hebben. HCl is een sterk zuur, dus brengt dit een extra 0,01 M H₃O⁺ in oplossing. Vergeleken met de hoeveelheid die er al was (10^-7 M) is dit de dominante bijdrage en kunnen we dus stellen dat [H₃O⁺] = 0,01 M. Maar nu hebben we het waterevenwicht nog niet meegenomen, er moet immers gelden dat:

[OH^-][H₃O⁺] = 10^-14

Omdat [H₃O⁺] zo groot is, moet [OH^-] kleiner worden. Dit kan gebeuren door OH^- te laten reageren met het sterkste zuur in oplossing: H₃O⁺. Er moet "x" M OH^- verdwijnen, waarvoor het moet reageren met "x" M H₃O⁺. M.a.w.:

(10^-7 M - x) (0,01 M - x) = 10^-14

Oplossen van deze vgl. leidt tot x = 9.9999 * 10^-8. Ofwel dus dat

[OH-] gelijk wordt aan 10^-12 M en

[H3O+] 0,0099999 M wordt of dus eigenlijk verwaarloosbaar verandert en nog steeds ca. 0,01 M is.

Bedoel je dit met "kwatitatief bewijs"?

AItt

Bedankt voor de moeite.

HCl is een sterk zuur, dus brengt dit een extra 0,01 M H₃O⁺ in oplossing.

Maar hoe stel je precies voor dat dit gebeurt?

Ik gok dat het zo gaat :

Je brengt HCl in zuiver water. Waarin geldt:[H3O+][OH-]=10^(-14)

Het sterkste base wat aanwezig is, is OH- dus daarmee zal HCl reageren. Maar elke keer als een klein beetje OH- met HCl reageert verstoort dat het evenwicht (evenwicht verschuift naar rechts) en er komt dus meer H3O+ en ook klein beetje OH- die dus gelijk weer reageert met het HCl en zo gaat het door tot de HCl op is. En op dat moment doordat het evenwicht steeds naar rechts was verschoven en er elke keer H3O+ bij kwam heb je nu een grotere concentratie H3O+ en geheel volgens het evenwicht [H3O+][OH-]=10^(-14) een lagere concentratie OH-.

Maar uw antwoord is volgens mij wel een goede kwantitatieve bewijs als je de aanname maakt dat de ingebrachte HCl met H2O reageert ipv de OH-. Dus we komen steeds dichterbij.

Typhoner

Nu snap ik wat je bedoelt.

Maar stel dat door die 0,01 M HCl eerst alle OH- wordt verwijderd. Daar is slechts weinig van (10^-7 M), dus de rest van de HCl reageert met de volgende base: gewoon water en vormt dus H₃O⁺. Dan heb je dus 0,0 M OH^- over, en heb je alsnog 0,01 M H₃O⁺ in oplossing. Om nu het waterevenwicht juist te krijgen moet er OH^- worden gemaakt, dit via de reactie 2 H₂O -> OH^- + H₃O⁺

Dus van de "x" M OH- die er bij moet komen komt er ook x M H3O+ bij:

(0,0 M + x)*(0,01 M + x) = 10^-14

Oplossen van deze vergelijking leidt tot dezelfde conclusies als de vorige.

AItt

maar in werkelijkheid zul je toch nooit al het OH- op geen enkel moment weggereageerd hebben als de OH- het 0 zou benaderen zou de H3O+ het oneindige banaderen wat dus nooit kan zijn. Dus het gaat dan gewoon geleidelijk terwijl de OH- steeds met het sterke zuur reageert komt al H3O erbij en tegelijk een beetje OH-wat dus steeds blijft wegreageren. Of is het niet zo?

Wetenschapsforum

Laatste berichten

Nieuwsberichten

[scheikunde] waterevenwicht

waterevenwicht

Re: waterevenwicht

Re: waterevenwicht

Re: waterevenwicht

Re: waterevenwicht

Re: waterevenwicht

Re: waterevenwicht

Re: waterevenwicht

Re: waterevenwicht

Re: waterevenwicht

Re: waterevenwicht

Re: waterevenwicht

Re: waterevenwicht

Re: waterevenwicht

Re: waterevenwicht