Ik zit met een probleem voor volgende oefening:
In een tank van 2,00l bevindt zich een oplossing van (NH4)2SO4 0,100M.
- wat is de pH van deze oplossing
- hoeveel mol NaOH er dient toegevoegd te worden om de pH tot 12,00 te laten stijgen.
Er is 0,400 mol NH4+ aanwezig en 0,200 mol SO42- in het vat.
NH4+ <===> NH3+ H+
Ka = [NH3]*[H+] / [NH4+] = 5,75 * 10-10
Aangezien er steeds evenveel NH3 als H+ aanwezig is doordat beiden afkomstig zijn van NH4+, is [NH3]=[H+], wat leidt tot:
pH= -log( sqrt ([NH4+]*Ka) ) = 4,97
Nu vraag ik me twee zaken af:
1) Mag ik zomaar de eigendissociatie van water verwaarlozen (zo nee, hoe breng je dit dan in rekening?)
2) Er is ook nog SO42- in oplossing dat kan associëren tot HSO4- en eventueel in zeer kleine mate tot H2SO4. Kan of moet dit ook in rekening gebracht worden?
Voor het tweede puntje heb ik:
De pH=12 of pOH=2 => [OH-]=0,01M
NH4+ + OH- ----------> NH3 + H2O
initieel: 0,400 mol x mol
//////
/////////
omgezet: -0,400mol -0,400mol +0,400mol +0,400mol
finaal:
0 mol
x-0,400mol 0,400mol 0,400 mol
x-0,400mol = 0,01 mol/l * 2l = 0,02 mol
ofwel x = 0,402 mol
Klopt dit? Zo nee, waar zit de fout?
Alvast bedankt!
