[chemie] evenwicht bij zuurbase-neutralisatiereacties

Moderators: ArcherBarry, Fuzzwood

Reageer

Bericht 06-01-'09, 22:31

HosteDenis

Gebruikersavatar
Berichten: 689

[chemie] evenwicht bij zuurbase-neutralisatiereacties

In mijn boek staat dat een zuur en base elkaar volledig neutraliseren tot een zout (+water). Dit is logisch, maar ik snap iets niet bij de voorbeelden die ze geven. De eerste reactie snap ik wel, maar schrijf ik erbij als voorbeeld, en hoe ik het zou oplossen, de tweede snap ik niet, en heb ik hulp bij nodig.
\(HNO_3(aq) \; + \; NaOH(aq) \; \rightarrow \; NaNO_3(aq) + H_2O\)
met
\(K = \frac{1}{K_w}\)
\(HCl(aq) \; + \; NH_3(aq) \; \rightarrow \; NH_4Cl(aq)\)
met
\(K = \frac{K_b(NH_3)}{K_w}\)
Dit kan vereenvoudigt worden door de spectator-ionen tussen haakjes te schrijven, en dan krijg je de reacties
\(H^+(NO_3^-)(aq) \; + \; (Na^+)OH^-(aq) \; \rightarrow \; (Na^+)(NO_3^-)(aq) + H_2O\)

\(H^+(Cl^-)(aq) \; + \; NH_3(aq) \; \rightarrow \; NH_4^+(Cl^-)(aq)\)
Voor de eerste geldt dan
\(K = \frac{ \left[ H_2O \right] }{ \left[ H^+ \right] \cdot \left[ OH^- \right] } = \frac{1}{K_w} = \frac{1}{10^{-14}} = 10^{14}\)
Voor de tweede geldt echter
\(K = \frac{ \left[ NH^+_4 \right] }{ \left[ H^+ \right] \cdot \left[ NH_3 \right] }\)
en ik zie niet in hoe dit te herleiden is tot
\(K = \frac{K_b(NH_3)}{K_w}\)
Alle hulp geapprecieerd!

Denis
"Her face shown like the sun that I strived to reach."
Omhoog

Bericht 06-01-'09, 23:26

HosteDenis

Gebruikersavatar
Berichten: 689

Re: [chemie] evenwicht bij zuurbase-neutralisatiereacties

En een bijkomende vraag,

neem nu als een buffermengsel 0,10M HF en 0,10M NaF, en ze vragen me de pH te berekenen.

Nu weet ik dat
\(pH = pK_a - \log_{10} \left( \frac{C_a}{C_z} \right) \)
, waarbij in deze vgl
\(C_a\)
en
\(C_z\)
us 0,10 mol/L zijn, maar hoe weet ik
\(pK_a\)
? Is dat gelijk aan
\(-\log_{10} (55,5)\)
?

En als ze dan bvb 0,01M HCl toevoegen, is de pH dan gelijk aan
\(pH = pK_a - \log_{10} \left( \frac{C_a + C_{HCl} }{C_z - C_{HCl}} \right) \)
met
\(C_{HCl}\)
gelijk aan 0,01 mol/L?

Denis
"Her face shown like the sun that I strived to reach."
Omhoog

Bericht 06-01-'09, 23:43

HosteDenis

Gebruikersavatar
Berichten: 689

Re: [chemie] evenwicht bij zuurbase-neutralisatiereacties

Ok, ik kan mijn post niet meer editten, dus een mod mag zich er gerst mee bemoeien als hij de zin/tijd heeft. Bovenstaande post zou moeten het volgende zijn:

En een bijkomende vraag,

neem nu als een buffermengsel 0,10M HF en 0,10M NaF, en ze vragen me de pH te berekenen, voor en na toevoeging van 0,01M HCl.

Nu weet ik dat
\(pH = pK_a - \log_{10} \left( \frac{C_a}{C_z} \right) \)
voor toevoeging, waarbij in deze vgl
\(C_a\)
en
\(C_z\)
ds 0,10 mol/L zijn, maar hoe weet ik
\(pK_a\)
? Is dat gelijk aan
\(-\log_{10} (7,2 \cdot 10^{-4}) = 3,14\)
? En is dus de pH gelijk aan 3,14? Dit zou kunnen kloppen want HF + NaF lijkt me een eerder zuur buffermengsel.

En als ze dan bvb 0,01M HCl toevoegen, is de pH dan gelijk aan
\(pH = pK_a - \log_{10} \left( \frac{C_a + C_{HCl} }{C_z - C_{HCl}} \right) \)
met
\(C_{HCl}\)
gelijk aan 0,01 mol/L, en dus gelijk aan 3,05?

Denis
"Her face shown like the sun that I strived to reach."
Omhoog

Bericht 06-01-'09, 23:59

nikske

Gebruikersavatar
Berichten: 265

Re: [chemie] evenwicht bij zuurbase-neutralisatiereacties

Zeg misschien eerst eens wat je vraag is, want wat is de bedoeling, de reactie opschrijven en de evenwichtsconstante bepalen?

Wel al een opmerking ==> je begaat een doodzonde, je schrijft de concentratie van water nooit in de evenwichtsconstante want die zit daar al in verwerkt (min of meer toch). nooit vaste stoffen en zuivere vaste vloeistoffen in de concentratiebreuk zetten !!!!!

probeer die tweede anders eerst eens met concentraties, dat kan je helpen je inzicht te verbeteren. Stel 50 ml 2M HCl en 50 ml 1M NH3. reken de K uit, en kijk dan of je hetzelfde uitkomt als je Kb deelt door Kw.

maar ik snap je vraag dus niet goed.

pKa waardes vindt je in tabellen!! das altijd handig.

Je moet hier wel opletten ==> HF is een zwak zuur. dus bij oplossen in water evenwichtsreactie !!!

Bereken de concentraties aan H+ en F- (let op met die evenwichtsreacties) en vul in in je bufferformule.

na toevoegen HCl wederom de concentraties berekenen.(let weer op de verhoudingen) ==> invullen in je formule van henderson hasselbach en je vindt de pH.
Etiam capillus unus habet umbram suam.
Omhoog

Bericht 07-01-'09, 03:50

HosteDenis

Gebruikersavatar
Berichten: 689

Re: [chemie] evenwicht bij zuurbase-neutralisatiereacties

Zeg misschien eerst eens wat je vraag is, want wat is de bedoeling, de reactie opschrijven en de evenwichtsconstante bepalen?
Ik had 1 vraag in mijn eerste post, namelijk hoe ze aan die evenwichtsconstante van die tweede reactie kwamen. Die eerste reactie schreef ik erbij als voorbeeld, ik had dus enkel een vraag betreffende die tweede. Na het posten van die vraag, had ik nog een tweede vraag over (ongeveer) hetzelfde onderwerp, dus besloot ik die in hetzelfde topic te plaatsen. In mijn tweede post (en dus mijn tweede vraag) vraag ik de pH van een buffermengsel van 0,1M HF + 0,1M NaF, en de pH van dat buffermengsel na toevoeging van 0,01M HCl.
Wel al een opmerking ==> je begaat een doodzonde, je schrijft de concentratie van water nooit in de evenwichtsconstante want die zit daar al in verwerkt (min of meer toch). nooit vaste stoffen en zuivere vaste vloeistoffen in de concentratiebreuk zetten !!!!!
Inderdaad, de conc van water mag niet in de evenwichtsconstante. Dus wat ik had opgeschreven als
\(K = \frac{ \left[ H_2O \right] }{ \left[ H^+ \right] \cdot \left[ OH^- \right] } = \frac{1}{K_w} = \frac{1}{10^{-14}} = 10^{14}\)
probeer die tweede anders eerst eens met concentraties, dat kan je helpen je inzicht te verbeteren. Stel 50 ml 2M HCl en 50 ml 1M NH3. reken de K uit, en kijk dan of je hetzelfde uitkomt als je Kb deelt door Kw.

maar ik snap je vraag dus niet goed.
Ok, doe ik. De reactie is
\(H^+(Cl^-)(aq) \; + \; NH_3(aq) \; \rightarrow \; NH_4^+(Cl^-)(aq)\)
pKa waardes vindt je in tabellen!! das altijd handig.

Je moet hier wel opletten ==> HF is een zwak zuur. dus bij oplossen in water evenwichtsreactie !!!

Bereken de concentraties aan H+ en F- (let op met die evenwichtsreacties) en vul in in je bufferformule.

na toevoegen HCl wederom de concentraties berekenen.(let weer op de verhoudingen) ==> invullen in je formule van henderson hasselbach en je vindt de pH.
Ik denk dat ik mijn tweede vraag dus eigenlijk al zelf heb opgelost in mijn post net boven je. Ka waardes vindt je inderdaad in tabellen, en dus zijn pKa waardes makkelijk uit te rekenen. Daar was ik nog niet helemaal achter in mijn tweede post, maar wel in mijn derde (wanneer het te laat was de tweede te editten). Dus de twee uitegerekende pH's in mijn derde post, nl. pH = 3,14 en pH = 3,05 zijn juist?
"Her face shown like the sun that I strived to reach."
Omhoog

Bericht 07-01-'09, 18:45

nikske

Gebruikersavatar
Berichten: 265

Re: [chemie] evenwicht bij zuurbase-neutralisatiereacties

HosteDenis schreef:Ik had 1 vraag in mijn eerste post, namelijk hoe ze aan die evenwichtsconstante van die tweede reactie kwamen. Die eerste reactie schreef ik erbij als voorbeeld, ik had dus enkel een vraag betreffende die tweede. Na het posten van die vraag, had ik nog een tweede vraag over (ongeveer) hetzelfde onderwerp, dus besloot ik die in hetzelfde topic te plaatsen. In mijn tweede post (en dus mijn tweede vraag) vraag ik de pH van een buffermengsel van 0,1M HF + 0,1M NaF, en de pH van dat buffermengsel na toevoeging van 0,01M HCl.

Inderdaad, de conc van water mag niet in de evenwichtsconstante. Dus wat ik had opgeschreven als
\(K = \frac{ \left[ H_2O \right] }{ \left[ H^+ \right] \cdot \left[ OH^- \right] } = \frac{1}{K_w} = \frac{1}{10^{-14}} = 10^{14}\)
moest ik opgeschreven hebben als
\(K = \frac{ 1 }{ \left[ H^+ \right] \cdot \left[ OH^- \right] } = \frac{1}{K_w} = \frac{1}{10^{-14}} = 10^{14}\)
. Het resultaat en de achterliggende logica was juist, maar ik noteerde het verkeerd. Je zegt ook dat je nooit vaste of zuivere vaste vloeistoffen in de concentratiebreuk mag zetten, maar dat deed ik toch niet? Of is dat gewoon als extra waarschuwing bedoelt?



Ok, doe ik. De reactie is
\(H^+(Cl^-)(aq) \; + \; NH_3(aq) \; \rightarrow \; NH_4^+(Cl^-)(aq)\)
, dus
\(K = \frac{ \left[ NH^+_4 \right] }{ \left[ H^+ \right] \cdot \left[ NH_3 \right] }\)
.

Eerlijk gezegd heb ik nu geen idee hoe die K uit te rekenen is. Ik heb 50 ml 2M HCl en 50 ml 1M NH3, dus 0,1 mol HCl en 0,05 mol NH3, en dat maakt de reactie in evenwicht (want volgens mij gaat de reactie helemaal op, gezien de reactiepijl) gelijk aan
\(0,10 \mbox{mol} \; H^+(Cl^-)(aq) \; + \; 0,05 \mbox{mol} \; NH_3(aq) \; \rightarrow \; 0,05 \mbox{mol} \; NH_4^+(Cl^-)(aq) \; + \; 0,05 \mbox{mol} \; H^+(Cl^-)(aq)\)
Dan geldt
\(K = \frac{ \left[ NH^+_4 \right] \cdot \left[ H^+ \right] }{ \left[ H^+ \right] \cdot \left[ NH_3 \right] }\)
.

Geen idee hoe ik deze K moet uitrekenen.

Ik denk dat ik mijn tweede vraag dus eigenlijk al zelf heb opgelost in mijn post net boven je. Ka waardes vindt je inderdaad in tabellen, en dus zijn pKa waardes makkelijk uit te rekenen. Daar was ik nog niet helemaal achter in mijn tweede post, maar wel in mijn derde (wanneer het te laat was de tweede te editten). Dus de twee uitegerekende pH's in mijn derde post, nl. pH = 3,14 en pH = 3,05 zijn juist?
Bij je reactie heb je een overmaat HCl. Jij zegt dat deze overmaat dan bij de reactieproducten zit.

Dat mag je dus niet doen!

Er blijft dus gewoon 0.05 mol HCl als reagens over!!

Dergelijk probleem en eigenlijk elke reactie in verband met evenwichten, zuur basen doe je beter via een schematje

je schrijft je reactie netjes uit met aangepaste coefficienten

daaronder volgende opstelling

initieel:

weg:

finaal:

en onder elke stof in je reactievergelijking schrijf je dan wat er is of wat wegreageert en wat er finaal is.

.ls het onbekend is, noteer je als x en werk je verder dan de vierkantsvergelijking uit

K uitrekenen doe je gewoon door de evenwichtsconcentraties in te vullen in de vergelijking.
Etiam capillus unus habet umbram suam.
Omhoog

Bericht 07-01-'09, 19:57

HosteDenis

Gebruikersavatar
Berichten: 689

Re: [chemie] evenwicht bij zuurbase-neutralisatiereacties

Met logisch redeneren, kom ik natuulijk op 0,05 mol NH4+ en 0,05 mol HCl in evenwicht, maar ik snap niet precies hoe je die K dan uitrekent. Klopt het dat NH3 is toch 0 in evenwicht, dus dan kom ik toch 0 in de noemer van K uit, en dat mag toch niet?

Denis
"Her face shown like the sun that I strived to reach."
Omhoog
Reageer

Terug naar “Huiswerk en Practica”