Oxaalzuur als tweebasisch zuur

Laurence

Oxaalzuur met Ka1= 10^-1.2

Ka2= 10^-4.6

Hieruit kunnen we afleiden dat het eerste equivalentiepunt niet zichtbaar zal zijn aangezien Ka1/Ka2 = 10³

Ben ik juist als ik zeg dat het tweede equivalentiepunt wel zichtbaar is aangezien Ka2 / Kw > 10^4

In mijn cursus staat dat oxaalzuur slechts als tweebasisch zuur titreerbaar is, maar dit is toch logisch aangezien oxaalzuur slechts 2 H+en kan afsplitsen?

Bedankt

w_oute_r

Ze bedoelen er waarschijnlijk mee dat het niet als een enkel zuur te meten is, waar je zelf al achter was gekomen.

robj

Foutje bij de invoer... zie volgende bericht.

robj

Ze bedoelen er waarschijnlijk mee dat het niet als een enkel zuur te meten is, waar je zelf al achter was gekomen.

De juiste benaming is dat het een tweewaardig zuur is.

Een een-, twee- of driewaardig zuur kan een-, twee- of driemaal een H⁺ afsplitsen.

Analoog kan een meerwaardige base meer H⁺ opnemen (of OH^- afstaan).

In principe vinden de stappen waarin één H⁺ wordt afgesplitst één voor één plaats, bijvoorbeeld in een oplossing van zwavelzuur (een tweewaardig zuur):

Eerst stap 1: H₂SO₄ --> HSO₄^- + H⁺

Dan stap 2: HSO₄^- --> SO₄^2- + H⁺

In stap 2 is HSO₄^- een zwak zuur (zie BINAS), maar als je het met een sterke base (bv OH^-) laat reageren, is de reactie (vrijwel) aflopend, zodat bij toevoeging van voldoende sterke base aan de zwavelzuuroplossing uiteindelijk beide H⁺ (zowel stap 1 als 2) worden afgesplitst.

PS: Tegenwoordig noteert met zuur/base-reacties vaak met H₃O⁺ in plaats van H⁺. Het afgesplitste proton van het zuur (H⁺) reageert dan met een H₂O-molecuul (dat een (zwakke) base is). Maar het principe blijft gelijk.

Marko

Dat laatste is niet waar; dat deed men 15 jaar geleden ook al. Daarna heb ik nog eens bijlessen gegeven, en die leerlingen leerden het als H⁺. Het is nogal afhankelijk van de tijdgeest en de opleiding.

In feite is het lood om oud ijzer. In water komt H⁺ voornamelijk voor als H₃O⁺. In andere oplosmiddelen weer niet, maar daar kunnen net zo goed zuur-basereacties optreden.

Ik geef de voorkeur aan H⁺, dat houdt de reactievergelijking simpeler. Maar als de school of de exameneisen aangeven dat het anders moet, dan moet je dat natuurlijk aanhouden.

p.s. Welke base ken jij die OH^- afstaat?

robj

Dat laatste is niet waar; dat deed men 15 jaar geleden ook al. Daarna heb ik nog eens bijlessen gegeven, en die leerlingen leerden het als H⁺. Het is nogal afhankelijk van de tijdgeest en de opleiding.

Klopt, ik leerde het zelfs 30 jaar geleden al zo...

Op de school waar ik les geef, gebruiken we het leerboek Chemie Overal. In de VWO-versie gebruikt men daarin H₃O⁺ en in de HAVO-versie H⁺.

In feite is het lood om oud ijzer. In water komt H⁺ voornamelijk voor als H₃O⁺. In andere oplosmiddelen weer niet, maar daar kunnen net zo goed zuur-basereacties optreden.

Je aanvulling over andere oplosmiddelen is correct. Als men het echter zonder nadere aanduiding over een oplossing heeft, bedoelt men een oplossing in water; hiervan ben ik uit gegaan.

Ik geef de voorkeur aan H⁺, dat houdt de reactievergelijking simpeler. Maar als de school of de exameneisen aangeven dat het anders moet, dan moet je dat natuurlijk aanhouden.

Uit didactisch oogpunt geef ik de voorkeur aan het gebruik van H₃O⁺ (voor waterige oplossingen). Men kan dan de evenwichtsreactie van zowel een zuur als een base opschrijven als een reactie met een watermolecuul. Maar zoals ik al zei, gebruikt mijn HAVO leerboek H⁺.

Overigens heeft het consequenties voor de berekening van de zuur/base-constante, als men tenminste in de concentratiebreuk voor het evenwicht concentraties gebruikt (in plaats van activiteiten, zoals het volgens de thermodynamica eigenlijk hoort).

Bij het gebruik van H⁺ komt dan bij een zuur in de evenwichtsvoorwaarde de waterconcentratie [H₂O] niet voor, terwijl dit bij een base wel het geval is.

Het eenvoudigweg wegstrepen van de [H₂O] in de evenwichtsvoorwaarde voor de base kan op leerlingen als onlogisch over komen, want de waarde (ca 55 mol L^-1) is toch niet bepaald gering.

Als je de H₃O⁺ methode gebruikt, verschijnt [H₂O] in beide evenwichten (zowel zuur als base) en kun je de zuur/base-constante definiëren als K_z (of K_b) = K * [H₂O], oftewel een constante maal een (nagenoeg) constante.

p.s. Welke base ken jij die OH^- afstaat?

Striktgenomen heb je gelijk; zo een base staat in ieder geval niet in de BINAS. Ik bedoelde een stof zoals NaOH, zoals je zeer waarschijnlijk al vermoedde.

Het is inderdaad correcter om dit te zien als het oplossen van een zout, waarbij het ontstane OH^- ion de eigenlijke base is.

Wetenschapsforum

Laatste berichten

Nieuwsberichten

Oxaalzuur als tweebasisch zuur

Oxaalzuur als tweebasisch zuur

Re: Oxaalzuur als tweebasisch zuur

Re: Oxaalzuur als tweebasisch zuur

Re: Oxaalzuur als tweebasisch zuur

Re: Oxaalzuur als tweebasisch zuur

Re: Oxaalzuur als tweebasisch zuur