Anorganische chemie - Hulp bij de oefeningen PDF

Preview

Summary

Hulp bij de oefeningen ...

Description

pH berekenen Kw = [H3O+] [OH-] = 1 x10-14 1. pH berekenen adhv gegeven OHAls we [OH-] gegeven krijgen vormen we Kw = [H3O+] [OH-] tot [H3O+] = Kw/[OH-] => [H3O+] = 1 x10-14/[OH-] (OH- is gegeven , dus gewoon invullen) => Stel de oplossing heeft een concentratie van OH- ionen van 0.0019 M => [H3O+] = (1 x10-14)/(0.0019) => [H3O+] = 5.3 x10-12 => Vervolgens kunnen we de pH berekenen, want pH = - log [H3O+] => pH = - log (5.3 x10-12) => pH = 11.28 2. pH berekenen adhv gegeven H3O+ => pH = - log [H3O+] Krijgen we de pH en moeten we de [H3O+] berekenen: => [H3O+] = 10-pH Sterke zuren: Zuur ~ [H3O+] => HA = [H3O+] => pHHA = - log (H3O+) => HA = 10- pH Sterke basen: MOH ~[OH-] => pHMOH => Eerst H3O+ berekenen => MMOH = MOH-

−¿ ¿ OH + ¿ => H3O = 1.0 ×1 0−14 ¿ => OH- is gegeven als MMOH => stel [NaOH-] = 0.025M dan is [OH-] ook gelijk aan 0.025M => H3O+ =

1.0 ×1 0−14 0.025

=> H3O+ = 4 x10-13 => Nu kunnen we de pH berekenen => pH = - log [H3O+] => pH = - log [4 x10-13] => pH = 12.397 => pH = 12.40 (pH altijd afronden op 2 cijfers)

Zwakke zuren: pKa = - log Ka Ka = 10-pKa pH wordt berekend adhv stoichiometrisch schema (initiele concentratie, verandering, evenwichtsconcentratie) Uitgewerkt vb. De pH van een 0.250 M oplossing van HF is 2.036. Wat zijn de waarden van Ka en pKa voor waterstoffluoride? Stap 1) Gebalanceerde vergelijking noteren: HF + H2O ⇌ H3O+ + FStap 2) Maak een tabel: HF Initiële concentratie

+

0.250M

H2O

H3O+

+

F-

/

0

0

verandering

-x

/

+x

+x

Evenwichtsconcentratie

0.250-x

/

x

x

x = [H3O+] en x = F=> Dus als [H3O+] = 10-pH => Dan is x = 10-pH => x = 10-2.036 => x = 0.00920M => F = 0.00920M en [H3O+] = 0.00920M => HF = 0.250-x (zie tabel) => HF = 0.250 - 0.00920 = 0.241M Stap 3) Ka en pKa berekenen:

Ka =

+¿ −¿ ¿ F ¿ ¿ H3O ¿ ¿ ¿

=> Ka =

=> H2O speelt geen enkele rol in het berekenen van pH, Ka of pKa

xx 0.250−x

=> Als x zeer klein is (verwaarloosbaar) dan mag deze weggelaten

worden in de noemen, hierdoor is de formule makkelijker op te lossen.

=> Ka =

0.00920 × 0.00920 0.241

=> Ka = 3.51 x10-4 => pKa = - log Ka => pKa = 3.46

Polyprotische zuren: Zijn zuren die meer dan 1 H kunnen afgeven. Er gaan dus 2 reacties door. Met als gevolg 2 Ka waarden (1 na elke reactie). vb: H2CO3 oplossing

−¿(aq) +¿(aq)+ HC O 3¿ H 2 C O 3 (aq)+ H 2 O (I ) ⇌ ¿ H3O =>

−¿(aq)+ H 2 O (I ) ⇌ ¿ HC O 3

=> heeft Ka1

−¿(aq)+C O 3❑2−¿(aq ) => heeft Ka2 O¿ H3 ¿

H2CO3 is een sterker zuur dan HCO3- want het heeft meer (H+)protonen en kan dus gemakkelijker een H+ afgeven. (hoe gemakkelijker een zuur een proton kan afstaan, hoe sterker het zuur is) pH, Ka en pKa zullen daarom berekend worden adhv H2CO3

Zwakke basen: Voor zwakke basen gebruikt men een andere K waarde, de Kb. De reactievergelijking van een zwakke base verloopt als volgt:

−¿ ¿ B+ H 2 O ⇌ +¿+O H ¿ BH => Water is hier dus het zuur ipv de base en wordt dus omgevormd tot OH- ipv H3O+.

+¿ −¿ ¿ OH => Kb = ¿ ¿ BH ¿ ¿ ¿ Voor zwakke basen gebruikt men ook pKb = - log Kb Buffers: Door toevoeging van OH- aan een oplossing kan een grote verandering in pH voorkomen worden.

We lossen de oefeningen als volgt op:

+¿ −¿ ¿ C H 3 C O2 ¿ [ C H 3 C O2 H ] ¿ H 3 O =K a ¿ ¿ => [H3O+] is dus gelijkaardig aan Ka, maar verschil er van met een factor die gelijk is aan de concentratieverhouding [zwak zuur]/[geconjugeerde base].

Uitgewerkt voorbeeld: 1. OH- toevoegen aan een buffer Voeg 0.01 mol NaOH aan 1.00 l van de 0.10M azijnzuur/0.10M natriumacetaat bufferoplossing. Ka = 1.8 x 10-5 M De neutralisatie van de sterke base gaat 100% door:

initiële concentratie verandering evenwichtsconcentratie

CH3CO2H 0.10 -0.01 0.09

[CH3CO2H] = 0.09 mol/1.00 l = 0.09M [CH3CO2-] = 0.11 mol/1.00 l = 0.11M

+¿ −¿ C H 3 C O 2¿ ¿ [ C H 3 C O2 H ] ¿ H 3 O =K a ¿ ¿ −5 0.09 = 1.8 ×1 0 0.11 = 1.5 x10-5 M => pH = - log (1.5 x10-5) => pH = 4.82

+

OH0.01 -0.01 0

→

H2O / / /

+

CH3CO20.10 +0.01 0.11

2. H3O+ toevoegen aan een buffer: Voeg 0.01 mol HCl aan 1.00 l van de 0.10 M azijnzuur/0.10 M natriumacetaat bufferoplossing. De neutralisatie gaat 100% door: Schrijf de reactievergelijking: H3O+ + CH3CO2H3O+

→

H2O + CH3CO2H

CH3CO2-

+

→

H2O

+

CH3CO2H

initiële concentratie

0.01

0.10

/

0.10

verandering

-0.01

-0.01

/

+0.01

evenwichtsconcentra tie

0

0.09

/

0.11

We vinden dus: [CH3CO2H] = 0.11 M [CH3CO2-] = 0.09 M

−¿ ¿ C H 3 CO 2 ¿ [H3O+] = [C H 3 C O 2 H ] Ka ¿

=

−5

1.8 ×1 0

0.11 = 2.2 × 10-5 M 0.09

=> - log(2.2 x 10-5) = 4.66 pH van een Buffer berekenen pH = pKa + log

[ base ] = Henderson-Hasselbalch-vergelijking [ zuur]

Entropie van de omgeving !

Δ Somgeving =

−Δ H T

Spontaniteit van een reactie: Verloopt in 3 stappen Stappen worden uitgelegd met behulp van volgend voorbeeld: 4 Fe + 3 O2 →2 F e 2 O 3 1) Eerst de Entropie van het systeem berekenen adhv volgende formule: Δ S sys=¿ 2 S°(Fe2O3) - [4 S°(Fe) + 3 S°(O2)] => Δ S sys = (2 mol)(87.4 J/K.mol) - [(4 mol)(27.3 J/K.mol) + (3 mol)(205.0 J/K.mol)] => Δ S sys = -549.5 J/K 2) Vervolgens berekenen we de Enthalpie Δ H =¿ 2 H°(Fe2O3) - [4 H°(Fe) + 3 H°(O2)] => Δ H °f = 0 voor elementen zoals Fe en O2 =>

Δ H °f = -824 kj.mol-1 voor Fe2O3

=>

Δ H °f = (2 mol)(-824.2) - [(4 mol )(0) + (3 mol)(0)] Δ H °f = -1648.4 kJ

=> 3) Vervolgens kunnen we de omgevings Entropie berekenen

Δ S surr= 4)

Δ Stotaal

− Δ H −(−1648.400 J ) = =5529 J / K T 298.15 K = Δ S systeem + Δ Somgeving ( surr )

= -549.5 J.K-1 + 5529 J.K-1 = 4980 J.K-1 => De totale entropie verandering is positief, dus de reactie is spontaan onder standaardcondities bij 25°C. Vrije energie:

ΔG=−T Δ Stotaal of

ΔG= Δ H −T Δ S

Redox reacties balanceren adhv volgende reactievergelijking: MnO4- + Br- → MnO2 + BrO3Stap 1) Stel beide half reactievergelijkingen op Oxidatie: Br- → BrO3( Br: V (5) + O3-: 3 × (- II) + 1e-) = 0 => Br = + 5 => Br van -1 naar +5, want een zelfstandig atoom heeft altijd lading 0 tenzij het een ion is, dan krijgt het de lading die aangegeven staat in het superscript Reductie: MnO4- → MnO2 ( Mn: ? => O4-: 4 × (- II) + 1e- = -8 + 1 = -7 => Mn = + 7) => Mn van +7 naar +4, want in MnO2 heeft O2 een lading van -4, dus moet Mn een lading hebben van + 4 om neutraal te zijn) Stap 2) Balanceer voor alles behalve O en H Oxidatie: Br- → BrO3Reductie: MnO4- → MnO2 (Al gebalanceerd in dit geval, buiten de O’s en de H’s) Stap 3) Balanceer de O en H

-

Oxidatie: Br- + 3H2O → BrO3 + 6H+ Reductie: MnO4 + 4H+ → MnO2 + 2H2O

Stap 4) Balanceer verder door elektronen toe te voegen Oxidatie: Br- + 3H2O → BrO3 - + 6H+ + 6e=> Linkerlid Br heeft lading -1, rechterlid Br heeft lading + 5 => zie stap 1 => Rechterlid heeft dus nog 6e- nodig om gebalanceerd te zijn, want + 5 - 6 = -1 => LL = RL Alternatieve gedachte: Rechterlid heeft +6H+ + 1 negatieve lading van BrO3 - => Dus moet er + 6e- toegevoegd worden om een gebalanceerde reactie te verkrijgen, want +6 -1 -6 = -1e- rechts, en -1elinks, want Br- is een alleen staand ion en heeft dus lading -1) => LL = RL = -1 => Gebalanceerd Reductie: MnO4- + 4H+ + 3e-→ MnO2 + 2H2O => Linkerlid Mn heeft lading +7, rechterlid Mn heeft lading + 4 Alternatieve gedachte: Linkerlid heeft +4H+ en een negatieve lading van MnO4- => Dus moet er 3e- worden toegevoegd, want 4H+ -1 - 3e- = 0 => Linkerlid heeft dan lading 0 en rechterlid heeft lading 0 => Gebalanceerd Stap 5) Vermenigvuldig de vergelijkingen met de gepaste coëfficiënten Oxidatie: Br- + 3H2O → BrO3- + 6H+ + 6eReductie: MnO4- + 4H+ + 3e- → MnO2 + 2H2O De elektronen moeten overeenkomen, vermenigvuldig dus met een getal dat het aantal elektronen gelijk maakt in zowel Oxidatie als Reductie: in dit geval Reductie x2 => Oxidatie: Br- + 3H2O → BrO3- + 6H+ + 6eReductie: 2MnO4- + 8H+ + 6e- → 2MnO2 + 4H2O Stap 6) Sommeer beide vergelijkingen en schrap wat mogelijk. Br- + 3H2O → BrO3- + 6H+ + 6e2MnO4- + 8H+ + 6e- → 2MnO2 + 4H2O Br- + 2MnO4- + 2H+ → BrO3- + 2MnO2 + H2O...