Springen naar inhoud

Buffer


  • Log in om te kunnen reageren

#1

Giulia

    Giulia


  • >25 berichten
  • 69 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 04 januari 2008 - 17:58

Hoi!
Als een buffer een optimale buffer is, wil dat dan zeggen dat hij evengoed een pHverandering bij toevoegen van een base als bij toevoegen van een zuur kan opvangen (dus bij gelijke concentraties van zuur/base en zout)?
bvb
NH3 + H2O <-> NH4+ + OH- (1)
NH4Cl + H2O <-> NH4+ + Cl- (2)

Graag had ik commentaar op mijn theorietje:
Klopt het nu dat als je concentratie aan zout veel groter is dan die aan base, dat dan het evenwicht van (1) sterk naar links ligt (door de overmaat NH4+); bijgevolg zullen bij toevoegen van een zuur de gevormde H3O+ionen reageren met de OH- uit (1) , het evenwicht verschuift weer naar rechts, maar aangezien de beginconcentratie van NH3 niet groot was, kan slechts weinig H3O+ geneutraliseerd worden door OH-, gevolg: pH daalt toch.
Bij toevoegen van een base daarentegen, reageren de toegevoegde OH-ionen met de NH4+ uit (2) (waarvan de conc dus hoog is, aangezien je beginconcentratie zout hoog was) ter vorming van NH3 en H2O. Hier is de pHverandering dus niet zo hoog. De buffer werkt hier dus goed voor basen, maar niet voor zuren (?).

Bedankt!
Julie

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

#2

phenomen

    phenomen


  • >100 berichten
  • 220 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 10 januari 2008 - 14:21

dat van die optimale buffer is al juist, wanneer de concentratie zwak zuur/base en zout gelijk is.

als je een sterk zuur (HCL) toevoegt aan de buffer dan gaat die volledig opreageren met NH3+
(volgens jouw reactie 1 zal er nieuwe NH3 worden bijgemaakt)
tot die HCL op is en dan zitten de CL- deeltjes in de oplossing maar Cl- verandert niets aan de PH en er onstaat een nieuw evenwicht tussen zwakke base en zout terwijl de ph niet veel is veranderd.

dat is toch hoe ik denk dat het in elkaar zit

Veranderd door phenomen, 10 januari 2008 - 14:22


#3

Sfekky

    Sfekky


  • 0 - 25 berichten
  • 17 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 14 januari 2008 - 15:24

NH3 + H2O <-> NH4+ + OH- (1)
NH4Cl + H2O <-> NH4+ + Cl- (2)

Klopt het nu dat als je concentratie aan zout veel groter is dan die aan base, dat dan het evenwicht van (1) sterk naar links ligt (door de overmaat NH4+); bijgevolg zullen bij toevoegen van een zuur de gevormde H3O+ionen reageren met de OH- uit (1) , het evenwicht verschuift weer naar rechts, maar aangezien de beginconcentratie van NH3 niet groot was, kan slechts weinig H3O+ geneutraliseerd worden door OH-, gevolg: pH daalt toch.


Buffertheorie is voor mij al een tijdje geleden, maar hierbij toch een poging:
Als je de concentratie aan zout groter maakt (denk dat je dan NH4Cl bedoelt), dan zal het evenwicht van (2) naar rechts verschuiven én het evenwicht van (1) naar links (omdat de hoeveelheid NH4+ groter werd).
Voeg je nu zuur toe, zal dat inderdaad wegreageren met OH-, ten koste van NH3, het evenwicht van (1) ligt nu meer naar links. Wanneer de beschikbare NH3 op is, daalt de pH.
Maar ik snap niet goed waarom je veronderstelt dat er weinig NH3 beschikbaar is? De hoeveelheid beschikbare NH3 is afhankelijk van de concentratie zout (NH4Cl) die je in begin hebt toegevoegd om je buffer te maken.

Bij toevoegen van een base daarentegen, reageren de toegevoegde OH-ionen met de NH4+ uit (2) (waarvan de conc dus hoog is, aangezien je beginconcentratie zout hoog was) ter vorming van NH3 en H2O. Hier is de pHverandering dus niet zo hoog. De buffer werkt hier dus goed voor basen, maar niet voor zuren (?).


Bij toevoeging van base zal die wegreageren ten koste van NH4+. Als (1) en (2) evenwichtsreacties zijn, zal het verlies aan NH4+ worden tegengewerkt door beide evenwichten. Dus (1) verschuift naar rechts, en (2) verschuift naar rechts.





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures