Invloed van complexatie en neerslagvorming op het zuurbase-evenwicht

525 views

Published on

Published in: Education
0 Comments
0 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

  • Be the first to like this

No Downloads
Views
Total views
525
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
3
Actions
Shares
0
Downloads
0
Comments
0
Likes
0
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Invloed van complexatie en neerslagvorming op het zuurbase-evenwicht

  1. 1. ' & $ % Invloed van complexatie op het zuurbase-evenwicht (VI,2) Eerste methode: geen rekening houden met verdunningen 1. Buffermengsel door reactie van ammoniumion met base • 10,0 mL (0,36 M) NH4NO3 ⇒ 3,6 mmol • 20,0 mL (0,10 M) NaOH ⇒ 2,0 mmol NH+ 4 + OH− −− NH3 v´o´or reactie 3, 6 mmol 2, 0 mmol reactie −(2, 0 − y) −(2, 0 − y) +(2, 0 − y) bij evenwicht (1, 6 + y) mmol y (2, 0 − y) mmol 1 10−pKb = [NH3] h NH+ 4 i · [OH−] ⇒ 1 10−4,74 = [2, 0mmol] [1, 6mmol] · y y = 2, 27 · 10−5 M pOH = 4, 64 ⇒ pH = 9, 36 2. Toevoegen van 10,0 mL AgNO3 (0,050 M) ⇒ 0,50 mmol Ag+ + 2NH3 Kst=1,7·107 −−−−−−−−−−−−−−−−−− Ag(NH3)+ 2 v´o´or reactie 0, 5 mmol 2, 0 mmol reactie −(0, 5 − x) −(1, 0 − x) +(0, 5 − x) bij evenwicht x (1, 0 + x) (0, 5 − x) x = verwaarloosbaar klein → grootte stabiliteitsconstante pH berekening nieuw buffermengsel: 1 10−pKb = [NH3] h NH+ 4 i · [OH−] ⇒ 1 10−4,74 = [1, 0mmol] [1, 6mmol] · y y = 1, 14 · 10−5 M pOH = 4, 94 ⇒ pH = 9, 06
  2. 2. ' & $ % Invloed van complexatie op het zuurbase-evenwicht (VI,2) Tweede methode: berekenen met concentraties 1. Buffermengsel door reactie van ammoniumion met sterke base • 10,0 mL (0,36 M) NH4NO3 • 20,0 mL (0,10 M) NaOH NH+ 4 + OH− −− NH3 v´o´or reactie 0, 120 0, 067 reactie −(0, 067 − y) −(0, 067 − y) +(0, 067 − y) bij evenwicht (0, 053 + y) y (0, 067 − y) pH = 9, 36 2. Toevoegen van 10,0 mL AgNO3 (0,050 M) ⇒ 0,50 mmol Kst = 1,7 ·107 Berekeningen: • Nieuwe concentraties berekenen zonder reactie in rekening te brengen Initi¨ele concentraties: – h NH+ 4 i = 0, 090M − 0, 050M = 0, 040M – [NH3] = 0, 050M – ˆ Ag+ ˜ = 0, 0125M • Mindermaat reagens reageert weg. Gevormde ammoniak reageert gedeeltelijk met Ag+ • Evenwichtsconstante berekenen Ag+ + 2NH3 Kst=1,7·107 −−−−−−−−−−−−−−−−−− Ag(NH3)+ 2 v´o´or reactie 0, 0125 0, 050 reactie −(0, 0125 − x) −(0, 025 − x) +(0, 0125 − x) bij evenwicht x (0, 025 + x) (0, 0125 − x) x = verwaarloosbaar klein → grootte stabiliteitsconstante Nieuwe concentraties in buffermengsel na reactie: • h NH+ 4 i = 0, 040 M • [NH3] = 0, 025 M Theoretisch pH = 9,06
  3. 3. ' & $ % Invloed van neerslagvorming op het zuurbase-evenwicht (VI,3) Eerste methode: geen rekening houden met verdunningen 1. • 10,0 mL Na2HPO4 (0,10 M) ⇒ 1,0 mmol • 10,0 mL NaH2PO4 (0,10 M) ⇒ 1,0 mmol 2. Toevoegen van 10,0 mL BaCl2 (0,050 M) ⇒ 0,50 mmol Ba2+ + HPO2− 4 −− BaHPO4↓ v´o´or reactie 0, 5 mmol 1, 0 mmol reactie −(5, 0 − x) −(0, 5 − x) +(0, 5 − x) bij evenwicht x (0, 5 + x) mmol (0, 5 − x) mmol H2PO− 4 + H2O −− HPO2− 4 + H3O+ 10−6,70 = h HPO2− 4 i · ˆ H3O+ ˜ h H2PO− 4 i = 0, 50mmol · x 1, 0mmol 10−6,70 = 0, 50x ˆ H3O+ ˜ = 3, 99 · 10−7 M ⇒ pH = 6, 40 Tweede methode: berekenen met concentraties 1. Ideale buffer met pH = 6,70 2. Initi¨ele concentraties • h H2PO− 4 i = 0, 0333M • h HPO2− 4 i = 0, 0333M • h Ba2+ i = 0, 0167M Bariumionen reageren met waterstoffosfaationen Na neerslagreactie worden de concentraties: Ba2+ + HPO2− 4 −− BaHPO4↓ v´o´or reactie 0, 0167 mmol 0, 0333 mmol reactie −(0, 0167 − x) −(0, 0167 − x) +(0, 0167 − x) bij evenwicht x (0, 5 + x) mmol (0, 5 − x) mmol Concentraties in het buffermengsel: • h H2PO− 4 i = 0, 0333M • h HPO2− 4 i = 0, 0167M ⇒ pH = 6,40

×