Chemie 7e ed - Hoofdstuk 13 - Zwakke zuren en basen oefentoetsen & antwoorden

Tip: Waar je op moet letten, is met welk soort stof je te maken hebt. Is het een sterk zuur? Dan reageert de H+ uit het zuur tot H3O+ met water en komt het zuurrestion vrij. Is het een zwak zuur? Dan ontstaat er een evenwicht met water en mag je het zuur noteren met (aq) erachter. Bij een zwakke base geldt dit ook. De bovenstaande drie opties zijn te zien in Tabel 49. Is de base een goed oplosbaar zout? Dan splitst het in ionen. Dit is te zien in Tabel 45A.2 H3O+ (aq) + SO42- (aq)K+ (aq) + OH- (aq)H2C2O4 (aq)NH3 (aq)Na+ (aq) + CH3COO- (aq)Tip: Sommige metaaloxides, zoals natriumoxide of bijvoorbeeld bariumoxide, hebben in Tabel 45A een r staan. Dit betekent dat ze gaan reageren zodra ze in contact komen met water. Hierbij wordt dan altijd OH- gevormd. Na2O (s) + H2O (l) → 2 Na+ (aq) + 2 OH- (aq)Het gaat hier om de combinatie tussen een sterk zuur en een sterke base. Voor de notatie van het sterke zwavelzuur en bariumoxide, moet je dus de kennis gebruiken uit opdracht a. Tevens is het zo dat een sterk zuur en een sterke base een aflopende reactie opleveren.2 H3O+ + BaO → Ba2+ + 3 H2OEen zwakke base en een sterk zuur (of andersom: een sterke base en een zwak zuur) geven een aflopende reactie.NH4+ + OH- → H2O + NH3De combinatie van een zwak zuur en een zwakke base geeft alleen een evenwichtsreactie als in Tabel 49 het zuur onder de base staat. Nu moet het dus een aflopende reactie zijn.CH3COOH + NH3 → CH3COO- + NH4+Bij c is het oxoniumion de protondonor en het oxide-ion in bariumoxide de protonacceptor.Bij d is het ammoniumion de protondonor en het hydroxide-ion de protonacceptor.Bij e is azijnzuur de protondonor en ammoniak de protonacceptor.  De reactievergelijking is: HNO2 + H2O ⇆ NO2- + H3O+$\rm K_z = \frac{[H_3O^+][NO_2^-]}{[HNO_2]}$Tip: [H2O] wordt als constant gezien en deze wordt dus niet apart in de evenwichtsvoorwaarde opgenomen.Het ionisatiepercentage geeft aan hoeveel procent van een zwak zuur in ionen is gesplitst.De waarde van Kz is afhankelijk van de temperatuur en wordt bij endotherme reacties hoger als de temperatuur wordt verhoogd. Het splitsen in ionen is een endotherme reactie, dus als de temperatuur wordt verhoogd, zullen er meer ionen gesplitst worden.  Het evenwicht zal dus meer naar rechts liggen, omdat aan de rechterkant van de pijl de geïoniseerde stoffen staan. Zwavelzuur is een sterk zuur en de pH kan dus berekend worden via: pH = -log [H3O+][H3O+] moet nog berekend worden.Er is 3.2 g zwavelzuur en de molaire massa van zwavelzuur is 98.079 g/mol.Er is dus een hoeveelheid van $\frac{3.2}{98.079} = 0.0326$ mol zwavelzuur in deze oplossing.Zwavelzuur is een sterk zuur en lost op de volgende manier op in water: H2SO4 + H2O → 2H3O+ + SO42-Als er dus 0.0326 mol zwavelzuur per L blijkt uit de molverhouding dat er $2 \times 0.0326 = 0.06525$ mol H3O+ per liter aanwezig is.pH = -log [H3O+] = -log (0.06525) = 1.19Tip: Let op de significantieregels die gelden bij het rekenen met pH. De significantie in de concentratie is 2. dus in de pH-waarde moeten 2 decimalen komen.Uit opdracht 3a kwam naar voren dat [H3O+] = 0.06525 M.Na 15x verdunnen is er nog een [H3O+] $= \frac{0.0625}{15} = 0.00435$ M.pH = -log [H3O+] = -log 0.00435 = 2.36Bij zwakke zuren is het niet direct duidelijk wat het ionisatiepercentage en dus de [H3O+] is. De [H3O+] moet eerst berekend worden voordat de pH berekend kan worden. Bijvoorbeeld: Een buffer is een oplossing van een zuur-base koppel dat een zwak zuur en een zwakke base bevat waarbij de molverhouding tussen 10:1,0 en 1,0:10 ligt. Bij toevoegen van een beetje zuur of base zal er geen pH-verandering optreden door de bufferwerking.In een bufferoplossing zijn de concentraties zuur en base zo groot dat de verandering door het toevoegen van een kleine hoeveelheid zuur of base te verwaarlozen is.Bij verdunnen van een bufferoplossing verandert wel het volume, maar niet de verhouding tussen het zuur en de base. De pH verandert dan ook niet.Als je een buffer nodig hebt met een pH van ongeveer 6,5, dan kies je een zuur-basekoppel met een pKz van ongeveer 6,5. In dit geval kun je dus het beste kiezen voor HCrO4-/CrO42-. CH3COOH (l) + H2O (l) ⇆ CH3COO- (aq) + H3O+ (aq)$\rm K_z = \frac{ [H_3O^+][CH_3COO^-]}{[CH_3COOH]}$ De Kz is in BINAS te vinden en is 1.7.10-5 en is direct in de evenwichtsvoorwaarde in te vullen. De oplossing van azijnzuur wordt 10x verdund, dus de molariteit wordt 10x zo weinig en is na verdunnen dus 0.036 M. De waardes voor [H3O+] en [CH3COO-] zijn te bepalen door een BOE-tabel te maken:[CH3COOH][CH3COO-][H3O+]Begin0.03600Omzetting-x+x+xEvenwicht0.036-xxxDe waardes die bij het evenwicht in de BOE-tabel vermeld staan, moeten worden ingevuld in de evenwichtsvoorwaarde: $1.7\cdot 10^{-5} = \frac{x^2}{0.036}$x onder de deelstreep mag worden verwaarloosd als de concentratie van het zuur groter is dan 100 keer de Kz. In dit geval is dat zo, dus x mag worden verwaarloosd.Dat geeft: $x^2=0.036 \cdot  1.7\cdot 10^{-5}$$x =[H_3O^+]= \sqrt{0.036 \cdot 1.7\cdot 10^{-5}}=0.000782 \ $M$pH = -\log [H_3O^+] = -\log (0.000782) = 3.11$$\frac{0.000782}{0.036} \times 100 \% = 2.17 \%$Ionisatiepercentage = 100% - 2.17% = 97.8%Tip: Als je dit lastig vindt om voor te stellen en te beredeneren, kun je dit ook met fictieve getallen doen. Als het ionisatiepercentage stijgt, komt dat erop neer dat het getal voor 2.17% kleiner wordt. Dit is alleen mogelijk wanneer de [H3O+] hoger wordt. Als [H3O+] hoger wordt, wordt Kz dus ook hoger (een hoger getal boven de deelstreep resulteert in een hogere uitkomst). Water: Tip: Bedenk je eerst hoeveel valentie-elektronen ieder atoom heeft. Waterstof heeft er 1 en zuurstof heeft er 6. Om aan de octetregel te kunnen voldoen moet zuurstof twee bindingen vormen, zodat er twee gemeenschappelijke elektronenparen ontstaan. De overige valentie-elektronen van zuurstof zullen fungeren als vrije elektronenparen.Ammoniak:Tip: Bedenk je eerst hoeveel valentie-elektronen ieder atoom heeft. Waterstof heeft er 1 en stikstof 5. Om aan de octetregel te kunnen voldoen moet stikstof drie bindingen vormen, zodat er drie gemeenschappelijke elektronenparen ontstaan. De overige valentie-elektronen van stikstof zullen fungeren als vrije elektronenparen.Het vrije elektronenpaar dat beide moleculen bezitten, kan veranderen in een gemeenschappelijk elektronenpaar wanneer er wordt gereageerd met een proton. Het zuurstofatoom en het stikstofatoom krijgen dan wel een positieve formele lading, omdat er een elektron moet worden ‘kwijtgeraakt’ om dan nog steeds aan de octetregel te voldoen.Bedenk je hoe een evenwichtsvoorwaarde eruit zal zijn van deze oplossingen: $Kb=\frac{[B^-][OH^-]}{[B]}$Een kleinere Kb resulteert in een kleinere [OH-], dus een grotere pOH. Uit pH + pOH = 14.00 blijkt dat dit een lagere pH oplevert. Base 2 heeft dus de hoogste pH.Ammoniumionen hebben een kz van 5.6.10-10 en carbonaationen een kb van 4.5.10-7. In BINAS Tabel 49 is te zien dat het zuur/base koppel van het zuur boven het zuur/base koppel van de base staat. De reactievergelijking is als volgt:2 NH4+ (aq) + CO32- (aq) ⇆ H2O (l) + CO2 (g) + 2 NH3 (aq)$K=\frac{K_z (H_2CO_3)}{K_z (NH_4^+)}=\frac{4.5\cdot 10^{-7}}{5.6\cdot 10^{-10}}=804$Deze evenwichtsconstante is groot: 804. Dit betekent dat het evenwicht sterk rechts ligt en de omgekeerde reactie vrijwel niet zal verlopen. Er wordt dus een evenwicht gevormd en geen aflopende reactie.Het is bij deze opdracht van belang om te weten wat de voorwaarden zijn voor een buffer: voor een effectieve buffer, moet de molverhouding tussen de hoeveelheden van het zwakke zuur en de zwakke base tussen 10 : 1.0 en 1.0 : 10 liggen. In dit geval is de molverhouding 0.60 : 0.30. wat vereenvoudigd 2.0 : 1.0 is. Je kunt dus bevestigen dat dit een bufferoplossing is. De reactievergelijking die hierbij hoort is:HZ (aq) + H2O (l) ⇆ Z- (aq) + H3O+ (aq)De evenwichtsvoorwaarde die hierbij hoort is: $K_z=\frac{[Z^-][H_3O^+]}{[HZ]}$De concentraties moeten worden ingevuld, zodat uiteindelijk de Kz berekend kan worden.pH  = 2.25. dus [H3O+] = 10-2.25 = 5.623.10-3 MDit getal kan ook worden ingevuld voor Z-, omdat zij in de molverhouding 1 : 1 met elkaar reageren.Nu moet alleen nog [HZ] berekend worden. Voordat het evenwicht wordt gevormd, is de concentratie $\frac{0.45}{1.5} = 0.3$ M. In evenwicht is er hiervan nog 0.3 - 5.623.10-3 = 0.2943 M over. $K_z = \frac{[Z^-][H_3O^+]}{[HZ]} = \frac{5.623\cdot 10^{-3} \times 5.623 \cdot 10^{-3}}{0.2943} = 1.07 \cdot 10^{-4}$CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)$K_z=\frac{[CH_3COO^-][H_3O^+]}{[CH_3COOH]}$Kz = 1.7.10-5 = [H3O+] $\times \frac{0.25}{0.20}$[H3O+] = 1.36.10-5 MpH = -log (1.36.10-5) = 4.87 De lage pH in de maag wordt veroorzaakt door een hoge [H3O+]. Deze deeltjes kunnen H+ afstaan aan het molecuul deucravacitinib. De N- en O-atomen in het medicijn kunnen H+ opnemen, waardoor het -NH en -OH groepen worden met een positieve lading. De bestaande -NH groepen kunnen ook H+ opnemen, waardoor het een -NH2 groep wordt met een positieve lading.Doordat de lage pH in de maag ervoor zorgt dat er veel H+ wordt opgenomen en er een molecuul ontstaat met veel ladingen, wordt het molecuul een stuk hydrofieler dan dat het was. Dat maakt het bijna onmogelijk om door een celwand te passeren, daarvoor moet het molecuul namelijk enigszins hydrofoob zijn. In de darmwand is er een veel hogere pH, waardoor er nauwelijks H+ wordt opgenomen en er dus minder positieve lading ontstaat op het molecuul. Dit maakt het hydrofober en daardoor makkelijker om door de celwand te passeren. Wanneer het speeksel wordt aangezuurd, ontstaat er CO2. De pH van het speeksel ligt dicht bij de pKz van H2O + CO2 (H2CO3). Het moet gaan om het zuur-base koppel H2CO3 / HCO3-. [H3O+] = 1.58.10-7 MKz = [H3O+][HCO3-] / [H2CO3] = 1.58.10-7 x [HCO3-] / [H2CO3] = 4.5.10-7Daaruit volgt: [H2CO3] / [HCO3-] = 1.58.10-7 / 4.5.10-7 = 0.4 / 1Aan 1.0 mL speeksel werd 3.0 mL 0.0050 M zoutzuur toegevoegd. Daarin zit: 3.0 x 0.0050 = 1.5.10-2 mmol H+. Het totale volume is 4.0 mL en zonder buffer zou gelden: [H3O+] = 1.5.10-2 / 4.0 = 3.8.10-3 M met pH = -log 3.8.10-3 = 2.43. Dat is veel zuurder dan de gemeten pH van 4.5. Speeksel heeft dus een bufferende werking.