Springen naar inhoud

[Scheikunde] rekenen met pH


  • Log in om te kunnen reageren

#1

bazzz

    bazzz


  • >100 berichten
  • 114 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 05 april 2006 - 19:59

Hey allemaal.
ik heb een probleem.
Om maar meteen met de deur in huis te vallen:

Hoe maak je een HCl oplossing met een pH van 5,0 ?

Ik heb het al de hele tijd geprobeerd, maar ik kom er niet uit...

Kan iemand mij helpen?

Groeten, Bazzz

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

#2

JeroenMeloen

    JeroenMeloen


  • >25 berichten
  • 86 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 05 april 2006 - 20:14

Wat heb je tot nu toe geprobeerd....?

#3

bazzz

    bazzz


  • >100 berichten
  • 114 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 05 april 2006 - 20:49

ik heb dus geprobeerd die oplossing de maken met een oplossing van 5,0 maar dat lukte me niet. ik snapte er helemaal niks meer van met die concentratie's...
want als het goed is kan je al uitrekenen hoeveel NaOH je moet toevoegen ofzo, maar dat snap ik dus niet... :roll:

groeten, Bazzz

#4

JeroenMeloen

    JeroenMeloen


  • >25 berichten
  • 86 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 05 april 2006 - 20:54

Nou, als je natriumhydroxide toevoegd aan water ga je zeker geen pH van 5,0 krijgen. Ik zou het gewoon bij zoutzuur houden.
Anyhow, heb je uberhaubt enig verstand van rekenen aan pH rommeltjes? Ik denk dat het handig is dat je eerst even je boek open doet, gaat rekenen en dan zegt: 'Dit heb ik gedaan maar het klopt niet, waar zit de fout?'.

#5

Jan van de Velde

    Jan van de Velde


  • >5k berichten
  • 44858 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 05 april 2006 - 21:11

hint. Er is een heel heldere relatie tussen de concentrtatie H+-ionen en de pH.....
ALS WIJ JE GEHOLPEN HEBBEN....
help ons dan eiwitten vouwen, en help mee ziekten als kanker en zo te bestrijden in de vrije tijd van je chip...
http://www.wetenscha...showtopic=59270

#6

Wouter_Masselink

    Wouter_Masselink


  • >5k berichten
  • 8246 berichten
  • VIP

Geplaatst op 05 april 2006 - 21:20

pH=-log[H+]

vorm deze formule om tot
[H+]= 10-pH en je weet je concentratie in mol/liter.

reken de rest nu eens zelf uit.
"Meep meep meep." Beaker

#7

MrArnie

    MrArnie


  • 0 - 25 berichten
  • 10 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 05 april 2006 - 21:51

Je moet dus weten welke molariteit (concentratie) H+ die oplossing moet hebben. "De concentratie H+" wordt ook wel geschreven als [H+]. Overigens wordt H+ ook wel eens H3O+ genoemd, maar dat is hetzelfde deeltje (oxonium of hydronium).

Dus je hebt pH = 5,0, daarmee kan je [H+] berekenen. En als je dat weet, weet je dus hoeveel mol/L (mol per liter) HCl je moet oplossen. Met 1L water als uitgangspunt is het natuurlijk het makkelijkst, maar omrekenen naar andere volumina is niet zo lastig, neem ik aan. Je kunt dus na het vaststellen van het volume (in L) berekenen hoeveel mol H+ je exact nodig hebt. (Je doet immers ... mol/L * ... L = ... mol.)

Tenslotte moet je weten waarmee je begint (HCl-gas, of al een oplossing met een andere molariteit) - dat heb je niet vermeld in je vraag. Het lijkt me waarschijnlijk dat je begint met een HCl oplossing van een bepaalde andere molariteit (concentratie). Dan moet je bekijken hoeveel mol/L die kan leveren. (Onthoud: eenheid van concentratie = M = mol/L). Je weet al hoeveel mol je exact nodig hebt (zie vorige paragraaf), dus kan je uitrekenen hoeveel L van de beginoplossing je nodig hebt. (... mol = ... mol/L * ... L) Die moet je vervolgens aanvullen tot het volume (L) dat je hebt vastgesteld in de vorige paragraaf.

#8

hzeil

    hzeil


  • >1k berichten
  • 1379 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 11 april 2006 - 14:26

Het maken van een oplossing van pH=5 met een HCl oplossing is eigenlijk een onzinnige en onmogelijke opgave. Want als je door gedestilleerd water CO2 blaast zit je al praktisch op pH=5. Daar heb je het HCl helemaal niet voor nodig.
Een pH is niet alleen gedefinieerd door de H+ concentratie maar ook door de buffercapaciteit van het systeem bij die pH. Als die capaciteit gelijk aan nul is verliest het pH begrip feitelijk zijn betekenis.
Want iedere pH meting( glaselectrode/referentieelectrode of via kleurindicatoren) cre-eert dan zelf zijn eigen resultaat door de (minimale) vervuiling die hij veroorzaakt. Een z.g. bufferkapaciteit moet daar weerstand tegen bieden.
In het onderwijs is het begrip bufferkapaciteit een verwaarloosd begrip. Aan studenten kun je uitleggen dat een half-geneutraliseerd zwak zuur de maximale buffercapaciteit heeft die bij dat systeem hoort. Daar geldt dan pH = pK .
Dus wat moet je doen om een milieu met pH=5 te maken? In een tabel een zwak zuur zoeken met pK=5. Dit half neutraliseren met bijv. NaOH en je zit al ongeveer goed.
Via een beetje titreren erna kom je dan gemakkelijk op de gewenste waarde.
Als je een zwakzuur met pK=4.5 neemt kan het ook wel. Maar een buffer met pH=5 die je daarmee maakt is dan niet optimaal. D.w.z. hij heeft niet zijn maximale bufferkapaciteit.
Er zijn ook buffers die niet via een dissociatie-evenwicht werken maar via ionsterkte. Dat is moeilijker uit te leggen. Bijvoorbeeld de Veibel-buffer die bestaat uit KCl + HCl en gebruikt wordt in de buurt van pH=6.8 Het kan eventueel ook met NaCl. De theorie hierover loopt vermoedelijk via Debije-Huckel. Je zit dan wel met zout in je water. Dat is natuurlijk het dilemma bij iedere buffer. Hij verandert altijd het milieu waarin hij wordt toegepast. Als je er geen chlorides bij wilt hebben kun je voor pH=6.8 ook voor een fosfaatbuffer kiezen. Mogelijk niet bij zijn maximale bufferkapaciteit. H.Zeilmaker
Uitleggen is beter dan verwijzen naar een website

#9

MrArnie

    MrArnie


  • 0 - 25 berichten
  • 10 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 13 april 2006 - 13:19

Erg goed, behalve dat u vergeet dat dit het 'huiswerk en practica' forum is, en niet het scheikunde forum. Zo'n uitleg is dan ook wel interessant maar niet relevant (eigenlijk zelfs verwarrend) voor middelbare scholieren.





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures