Springen naar inhoud

Azijnzuur/acetaatbuffer met pH=4,14



  • Log in om te kunnen reageren

#1

Alex Geveling

    Alex Geveling


  • 0 - 25 berichten
  • 14 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 27 oktober 2014 - 21:36

Hoi allemaal,
 
Ik ben bezig met het hoofdstuk Berekeningen aan zuren en basen (6VWO) en ben bij een opgave vastgelopen, zou tof zijn als jullie me suggesties/ideeën kunnen geven  :) .
 
Het gaat om de volgende opdracht.
 
Stel we lossen in een zekere hoeveelheid water 0,80 mol CH3COOH en 0,20 mol CH3COONa op. De pH van deze oplossing is 4,14.
Bereken de pH-verandering als we aan deze azijnzuur/acetaatbuffer met pH=4,14 toevoegen: 500 mililiter natronloog met pH=13,00.
 
Waar ik mee begonnen ben is met het opschrijven van de evenwichtsreactie die er optreedt bij de azijnzuur/acetaat buffer.
 
CH3COOH + H2O <---> CH3COO- + H3O+ . 
 
Op het begin hebben we dus 0,80 mol CH3COOH, 0,20 mol CH3COO- en 10-4,14 =7,24 10-5 mol H3O+ (per liter).

Nu wordt er 500 mL NaOH toegevoegd met pH = 13,00. pH+pOH=14 dus pOH = 1,0. Dit komt overeen met 0,1 mol/L OH-. Je voegt nu 500 mL toe dus je voegt 0,05 mol OH- toe. 

De toegevoegde 0,05 mol OHgaat reageren met de 0,80 mol CH3COOH waarbij dit uiteindelijk (volgens mijn idee) het geval is:

 

CH3COOH + H2O <---> CH3COO- + H3O+ .

 

 0,80                                  0,20            7,24 . 10-5

 

 -0,050                               +0,050        +0,050

 0,75                                   0,25            0,05

 

 

Waarbij 1e regel : t = 0

2e regel: delta t

3e regel: t (evenwicht)

 

Dus zou pH uiteindelijk volgens mij 1,30 zijn wat een pH verandering van 4,14-1,30 = 2,84 geeft.

 

Toen ik in de antwoorden keek was dit fout. Wat mij verbaasde is dat ze het zo aanpakten:

 

Kz = [H3O+. ( [CH3COO-] / [CH3COOH] )

 

--> 1,8.10-5 = [H3O+. (0,25/0,75)  --> [H3O+]= 5,4.10-5 mol/L --> pH= 4,27 wat een pH verandering van 4,27-4,14 = 0,13 geeft.

 

Wat ik nou raar vind is dat ze bij de evenwichtsreactie wel bij CH3COOH - 0,050 doen en bij CH3COO- + 0,050 doen maar bij de 7,24.10-5  van de H3O+ ze geen 0,050 optellen zoals dat wel bij CH3COO- (ik hoop dat u snapt wat ik bedoel) maar ineens gebruik gaan maken van de evenwichtsvoorwaarde ... Er ontstaat toch in de verhouding 1:1 evenveel CH3COO-  ALS H3O+ ?? Dus als er 0,050 mol CH3COOH verdwijnt ontstaat er 0,050 mol CH3COO- EN 0,050 mol H3O+ ? Waarom gebruikt het antwoordenboek dan de evenwichtsvoorwaarde om de H3O+ concentratie te berekenen nadat er 0,050 mol CH3COOH is verdwenen en negeren ze het feit dat er evenveel H3O+ ALS CH3COO- volgens de reactievergelijking.

 

 

Alvast bedankt voor het lezen!

 

Met vriendelijke groet,

 

Alex.

Veranderd door Alex Geveling, 27 oktober 2014 - 21:39


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

#2

Wdeb

    Wdeb


  • >1k berichten
  • 1066 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 27 oktober 2014 - 23:43

Je haalt twee reactie door elkaar. Je hebt het evenwicht en je hebt de reactie van het hydroxide-ion met het zwakke zuur (aflopend). De vind eerst plaats waarna de nieuwe gegevens in het evenwicht ingevuld moeten worden.

 

Het is dus zeker niet zo dat er H3O+ bij komt. Wat trouwens al voorje gevoel raar zou mogen zijn: Je voegt een base toe en je pH gaat omlaag???

 

Er wordt wel wat verwaarloost, maar dat is niet wat jij denkt..

 

Dus, geef eens de vergelijking van het zuur met de base en maak dan nog eens de tabel onder het evenwicht.

 

Wdeb

Is liefde Chemie? ...In elk geval is Chemie wel bijna liefde.

#3

Alex Geveling

    Alex Geveling


  • 0 - 25 berichten
  • 14 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 28 oktober 2014 - 17:09

Hartelijk dank voor uw reactie, Wdeb.

 

Je hebt op het begin een buffer met pH= 4,14; waar dus H3O-ionen in zitten, waarom reageert de OH- daar dan niet mee als het toegevoegd wordt in de oplossing? Waarom reageert de toegevoegde OH- dan met het zuur dat minder sterk is dan H3O+, namelijk CH3COOH ?

 

 

Met vriendelijke groet,

 

Alex.

Veranderd door Alex Geveling, 28 oktober 2014 - 17:10


#4

Alex Geveling

    Alex Geveling


  • 0 - 25 berichten
  • 14 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 28 oktober 2014 - 20:01

Ik weet het voor een deel al denk ik.

Aan de azijnzuur/acetaatbuffer wordt OH- toegevoegd. De H3O+ reageert daar dan uiteraard mee. Omdat het een buffer is moet dit afname van H3O+ gecompenseerd worden, dus gaat het evenwicht (CH3COOH + H2O <---> CH3COO- + H3O+ .) naar rechts om de H3O+-Afname te compenseren en dus de H3O+ bij te vullen. 0,05 mol OH- wordt toegevoegd dus dat reageert 1:1 met H3O+ en er verdwijnt 0,05 mol H3O+. Die 0,05 mol H3O+ Wordt bijgevuld waarbij er ook 0,05 mol CH3COO-  extra onstaat en 0,05 mol dus van de totale CH3COOH afgaat om de H3O+ te compenseren.

 

Ik hoop dat bovenstaande goed is, alleen dan snap ik een ding nog niet.

 

Hoe kan het dat de pH alsnog stijgt, de H3O+ wordt toch bijgevuld en dus hoort de pH toch hetzelfde te blijven? het is toch een buffer? wat zorgt ervoor dat de pH stijgt?

 

Alvast bedankt !!

 

Met vriendelijke groet,

 

Alex.


#5

Wdeb

    Wdeb


  • >1k berichten
  • 1066 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 28 oktober 2014 - 21:03

Dat komt omdat je het toch nog niet helemaal oké ziet.
 
De discussie of het H3O+ of het zwakke zuur reageert met het toegevoegde OH-, is niet echt van belang. Wel wordt er op het VWO vanuit gegaaqn dat een zwak zuur, vanwege zijn vrijwel volledige aanwezigheid in zijn ongeïoniseerde vorm, met de base reageert. Het haalt verder niet uit voor de som, maar dat is wel de correcte schrijfwijze:
CH3COOH + OH- rightarrow CH3COO- + H2O

 

Vergeet ook niet dat ook als het geen buffer is, een zwak zuur in water altijd een evenwicht is, maar het evenwicht zeer sterk links (zeer kleine Kz)

CH3COOH + H2O rightleftharpoons CH3COO- + H3O+

 

Maar nu terug naar mijn vragen (waarvan ik er nu 1 zelf beantwoord heb...).

 

Schrijf eens exact op wat je allemaal hebt in je bekerglas vóór het toevoegen en erna, ten gevolge van je aflopende reactie met het hydroxide.

Vul dit laatste dan in je tabel onder je evenwicht in. En ontdek dan je verwaarlozingen...

 

Wdeb

PS. Ik heb nog geen goed gevoel over de opmerkingen

 

...Stel we lossen in een zekere hoeveelheid water ........500 mililiter natronloog met   ......1,8.10-5 = [H3O+] . (0,25/0,75)  --> [H3O+]= 5,4.10-5 mol/L

Maar ja, ik vermoed dat hier wel erg veel onjuistheden in de opgave staan. Maar dat is dan voor later belang. Laten we eerst zorgen dat je met de buffer om kan gaan.

EDIT: Inderdaad. Ze nemen niet een zekere hoeveelheid, maar gewoon een liter. En ze negeren daarna ook nog eens de toevoeging van een halve liter.......tsja, dan wordt het allemaal moeilijk te begrijpen, dat begrijp ik. Terwijl wat ze in het antwoord doen op zich wel goed is, met de juiste aannamen. Dus, laat je daardoor niet in de luren leggen, ga gewoon verder met de tabel welke deeltjes er zijn.

Veranderd door Wdeb, 28 oktober 2014 - 21:34

Is liefde Chemie? ...In elk geval is Chemie wel bijna liefde.

#6

Alex Geveling

    Alex Geveling


  • 0 - 25 berichten
  • 14 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 28 oktober 2014 - 21:50

CH3COOH + OH- rightarrow CH3COO- + H2O

 

 

 

Hiermee ben ik het niet eens, dit kan toch alleen zo zijn als je ALLEEN CH3COOH in water oplost en de reactie (evenwicht)nog moet starten. Wat er dan gebeurt is het volgende:

(CH3COOH is een zwak zuur, dus evenwicht zal grotendeels links liggen.)

 

Dit is de reactie dan verloopt:

 

CH3COOH + H2O <---> CH3COO- + H3O+ .

 

Evenwicht moet hierboven nog starten dus er is op het begin nog geen H3O+ in de oplossing, voeg je OH- toe dan reageert de CH3COOH ermee omdat dat dan de enige zuur(sterker dan water) is die ermee kan reageren en zijn Hkan afstaan.

 

Wat we nu hebben is een evenwicht waarbij de CH3COOH al voor een deel geprotolyseerd is en daardoor H3O+ ionen in de oplossing zitten en HIERAAN wordt OH- toegevoegd. Die OH- is een base en wilt de H3O+ opnemen toch? dus reageert de OHmet de H3O+. Waardoor de buffer zijn werk gaat doen en de evenwicht dan rechts gaat liggen om de afname van H3O+ te compenseren.

 

Waarom reageert volgens u dan wel de CH3COOH met de OH-, ik heb namelijk uit al uw antwoorden nog niet kunnen halen waarom CH3COOH nou wel reageert met OHIPV de H3O+ en ik ben helaas nu erg in de war geraakt. Kunt u misschien iets duidelijker zijn met de antwoord die u geeft en de richting waarin u me wilt sturen om uiteindelijk op mijn antwoord te komen.

 

Want als ik weet waarom de CH3COOH ermee reageert, weet ik ook waarom de pH stijgt. Dat is omdat de buffercapaciteit overschreden wordt en dus niet genoeg CH3COOH aanwezig is om al die toegevoegde OH- te binden en dus de pH stijgt. Bij een buffer hoort de pH namelijk constant te blijven... hier is die niet meer constant, toch ? Waarom zou anders die pH stijgen... Op een of ander manier overmeestert op een bepaald moment de OHde H3Owat resulteert in een (lichte) pH-stijging. Na een tijdje zal dit pH bij een overschrijding van de buffercapaciteit lijkt me stijgen naar rond de pH=13,00. OF is het weer zo dat die pH stijging zo miniem is dat het te verwaarlozen is waardoor het alsnog een buffer blijft en de buffercapaciteit nog niet overschreden is, dan lijkt het me logisch dat de pH stijging dan veel meer is dan deze kleine pH stijging van 0,13 ......

 

Kortom veel is me helaas nog onduidelijk.

 

 

Met vriendelijke groet,

 

 

Alex.

Veranderd door Alex Geveling, 28 oktober 2014 - 22:06


#7

Wdeb

    Wdeb


  • >1k berichten
  • 1066 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 29 oktober 2014 - 09:13

Tsja...het haalt niet uit waar je begint in een evenwicht. Dus wat er weg reageert is helemaal niet van belang. Het is zelfs te verwachten dat zowel de ongeïoniseerde vorm als de ontstane H3O+ tegelijk weg reageren totdat het hydroxide op is. Maar dat geeft netto hetzelfde resultaat.

 

De buffercapaciteit is een maat voor hoeveel "goed" de bufferwerking is. En alhoewel er op zich mooie afspraken over zijn, worden toch echt verschillende grenzen gehanteerd. Even duidelijk zijn: bij de toevoeging van een zuur of base aan een buffer verandert de pH altijd, in tegenstelling tot wat jij aangeeft. Echter vaak niet noemenswaardig en daarom zou die dan "constant" genoemd kunnen worden.

 

Je vraag was rekenkundig, in het begin. Je wilde weten waarom het zo werd uitgerekend. Hiervoor heb ik een oplossing aangedragen, en dat is het opnieuw maken van de tabel. Dan kan ik daarna uit gaan leggen hoe men op het antwoord komt en wat men verwaarloosd (wat dan weer een beter begrip oplevert van het rekenwerk met zuur-base).

 

Jij wilt het vooral hebben over welk deeltje er nou exact reageert. Dat kan je niet zo droog zeggen. Je kan er wel een model van proberen op te stellen en dan kan je dus met 2 verschillende komen. Beide zijn niet geheel onjuist.

 

Maar terug naar je rekenvraag: Welke deeltjes (en hun concentraties) zijn er nou aanwezig na het toevoegen van het loog? Dus voordat het evenwicht zich weer opnieuw in zal stellen? Je zult zien dat ze een geoorloofde verwaarlozing doen.

 

Wdeb

Is liefde Chemie? ...In elk geval is Chemie wel bijna liefde.






Also tagged with one or more of these keywords: scheikunde

0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures