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. '
&
$
%
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. '
&
$
%
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