Chemie

Gecombineerde lessen: Werking & gebruik van zuur-base indicatoren & Berekening van de pH en de pOH van waterige oplossingen

Blok 1: Definitie en functie van een indicator

Definitie

Een zuur-base-indicator is een organische verbinding die, afhankelijk van de zuurgraad (pH) van een oplossing, een duidelijke kleurverandering ondergaat. Het pH-omslaggebied is het interval van pH-waarden waarin deze kleurverandering visueel waarneembaar is, en is uniek voor elke indicator.

Belangrijke concepten

Zuur-base-indicatoren bestaan uit een zuurvorm en een basevorm die elk een verschillende kleur vertonen. De verhouding tussen deze twee vormen wordt bepaald door de pH van de oplossing en door de zuurconstante ([INLINE EQUATION]pK_a[/INLINE EQUATION]) van de indicator zelf. De kleurverandering is het gevolg van het evenwicht tussen de geprotoneerde en gedeprotoneerde vormen:

HInd(aq) + H₂O ⇌ Ind⁻(aq) + H₃O⁺(aq),

waarbij HInd de zuurvorm (één kleur) en Ind⁻ de geconjugeerde basevorm (andere kleur) voorstelt.

Het pH-omslaggebied van een indicator ligt typisch ongeveer bij [INLINE EQUATION]pK_a(Ind) \pm 1[/INLINE EQUATION]. Rond de [INLINE EQUATION]pK_a[/INLINE EQUATION]-waarde zijn beide vormen in significante hoeveelheid aanwezig waardoor de gemengde kleur optreedt.

Formules en berekeningen

Het Henderson-Hasselbalch-principe wordt toegepast op indicatoren:

[BLOCK EQUATION]pH = pK_a(Ind) + \log\left(\frac{[Ind^-]}{[HInd]}\right)[/BLOCK EQUATION] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Bij [INLINE EQUATION]pH = pK_a[/INLINE EQUATION]: verhouding [INLINE EQUATION][Ind^-]/[HInd] = 1[/INLINE EQUATION] en men observeert een overgangskleur.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Bij [INLINE EQUATION]pH = pK_a - 1[/INLINE EQUATION] is [INLINE EQUATION][HInd][/INLINE EQUATION] tien keer zo groot als [INLINE EQUATION][Ind^-][/INLINE EQUATION]: de oplossing heeft hoofdzakelijk de kleur van HInd.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Bij [INLINE EQUATION]pH = pK_a + 1[/INLINE EQUATION] is [INLINE EQUATION][Ind^-][/INLINE EQUATION] tien keer zo groot als [INLINE EQUATION][HInd][/INLINE EQUATION]: hoofdzakelijk kleur van Ind⁻.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Praktijkvoorbeelden[/HEADING] [ORDERED_LIST] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Overgang fenolftaleïne[/BOLD]: fenolftaleïne is kleurloos in zijn zure vorm (HInd) en roze in zijn basevorm (Ind⁻). In een oplossing met [INLINE EQUATION]pH < 8,2[/INLINE EQUATION] is de oplossing kleurloos, bij [INLINE EQUATION]pH > 10,0[/INLINE EQUATION] is deze roze.[/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Overgang methyloranje[/BOLD]: methyloranje is rood bij [INLINE EQUATION]pH < 3,1[/INLINE EQUATION] (HInd) en geel bij [INLINE EQUATION]pH > 4,4[/INLINE EQUATION] (Ind⁻), met een omslaggebied daartussen waarin een oranje schakering waarneembaar is.[/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [/ORDERED_LIST] [HEADING level=3]Veel gemaakte fouten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Veronderstellen dat de omslag van een indicator altijd bij één specifieke pH-waarde plaatsvindt; in werkelijkheid is dit een gebied.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Negeren dat het kleurverloop afhankelijk is van de precieze chemische vorm en concentratie.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Toepassen van indicatoren buiten hun pH-omslaggebied, waardoor de kleurverandering niet waarneembaar is.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] --- [HEADING level=2]Blok 2: Voorbeelden van zuur-base indicatoren en hun toepassing[/HEADING] [HEADING level=3]Definitie[/HEADING] [PARAGRAPH] Zuur-base indicatoren zijn chemische verbindingen die gebruikt worden om veranderingen in de pH van een oplossing visueel vast te stellen door middel van hun karakteristieke kleurverandering in een specifiek pH-gebied. [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Belangrijke concepten[/HEADING] [PARAGRAPH] Elke indicator heeft: [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Een typisch pH-omslaggebied (waar de kleurverandering optreedt)[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Een kleurverloop die direct afhankelijk is van de zuurgraad van de omgeving waarin hij zich bevindt[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [PARAGRAPH] Belangrijke borrelende wetenschap hierbij: In analytische chemie worden deze eigenschappen benut om eindpunten bij titraties waar te nemen, of om de pH van onbekende oplossingen kwalitatief of semi-kwantitatief in te schatten. [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Voornaamste indicatoren en toepassing[/HEADING] [TABLE] [TABLE_ROW] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]Indicator[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]pH-omslaggebied[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]Kleur bij lage pH (zure vorm)[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]Kleur bij hoge pH (basevorm)[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]Gebruik[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Methylrood[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]4,4 – 6,2[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Rood[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Geel[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Titraties zwak base/sterk zuur[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Methyloranje[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]3,1 – 4,4[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Rood[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Geel[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Sterk zuur / zwakke base titraties[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Bromthymolblauw[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]6,0 – 7,6[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Geel[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Blauw[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Neutrale punt bepaling, biologie[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Lakmoes[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]4,5 – 8,3[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Rood[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Blauw[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Snelle pH-inschatting over groot bereik[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Fenolftaleïne[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]8,2 – 10,0[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Kleurloos[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Roze[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Sterk base / zwak zuur titraties[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [/TABLE] [HEADING level=4]Praktische aanwijzingen voor toepassing[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Fenolftaleïne is niet geschikt voor titraties waarbij het equivalentiepunt [INLINE EQUATION]< pH\,8,2[/INLINE EQUATION] ligt.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Methylrood wordt vaak gebruikt in analyse van zwakke basen omdat zijn omslaggebied goed aansluit bij het verwachte equivalentiepunt.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Bromthymolblauw is bruikbaar bij het detecteren van pH rond het neutrale punt ([INLINE EQUATION]pH \approx 7[/INLINE EQUATION]), wat nuttig is bij biologische experimenten.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Praktijkvoorbeelden[/HEADING] [ORDERED_LIST] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Bepalen eindpunt natronloog-neutralisatie (NaOH + HCl)[/BOLD]: Gebruik bromthymolblauw omdat het omslaggebied rondom [INLINE EQUATION]pH\,7[/INLINE EQUATION] ligt, wat overeenkomt met het equivalentiepunt bij deze sterke zuur – sterke base titratie.[/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Titratie van azijnzuur met natriumhydroxide[/BOLD]: Fenolftaleïne als indicator, omdat het equivalentiepunt bij deze titratie rond [INLINE EQUATION]pH\,8,7[/INLINE EQUATION] ligt, binnen het omslaggebied van fenolftaleïne.[/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [/ORDERED_LIST] [HEADING level=3]Veel gemaakte fouten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Onjuiste indicator gekozen die verandert bij een pH-waarde die niet overeenkomt met het equivalentiepunt van de reactie.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Veronderstellen dat lakmoes nauwkeurige resultaten geeft; lakmoes dient enkel als ruwe pH-test en is weinig geschikt voor precieze titraties.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Neglecteren dat sommige indicatoren traag reageren of dat hun kleur in verdunde oplossingen niet goed zichtbaar is.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] --- [HEADING level=2]Blok 3: Keuze van een geschikte indicator bij titraties[/HEADING] [HEADING level=3]Definitie[/HEADING] [PARAGRAPH] Bij een titratie wordt een bekende oplossing (titrant) toegevoegd aan een analyte totdat de chemische reactie voltooid is. Het equivalentiepunt is het punt waarop de hoeveelheid toegevoegde titrant chemisch exact overeenkomt met de hoeveelheid stof in de analyte. Dit punt moet samenvallen met het omslaggebied van de gekozen indicator om het eindpunt visueel correct waar te nemen. [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Belangrijke concepten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Het equivalentiepunt bij een titratie [INLINE EQUATION]\neq[/INLINE EQUATION] het eindpunt dat door de indicator wordt aangegeven, tenzij het omslaggebied van de indicator nauw samenvalt met het equivalentiepunt.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Het type titratie (sterk zuur – sterke base, zwak zuur – sterke base, etc.) bepaalt de pH van het equivalentiepunt.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Enkel een indicator met een pH-omslaggebied dat ligt binnen [INLINE EQUATION]\pm1[/INLINE EQUATION] pH-eenheid van het berekende equivalentiepunt geeft nauwkeurige resultaten.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Gebruik van een stroomschema: bepaal type zuur/base → bereken equivalentiepunt → kies indicator met passend omslaggebied.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Formules en berekeningen[/HEADING] [PARAGRAPH] Voor de bepaling van het equivalentiepunt geldt: [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Sterk zuur – sterk base[/BOLD]: equivalentiepunt ligt rond [INLINE EQUATION]pH\,7[/INLINE EQUATION].[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Zwak zuur – sterk base[/BOLD]: equivalentiepunt ligt boven [INLINE EQUATION]pH\,7[/INLINE EQUATION], afhankelijk van de [INLINE EQUATION]pK_a[/INLINE EQUATION] van het zwakke zuur.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Sterk zuur – zwakke base[/BOLD]: equivalentiepunt ligt onder [INLINE EQUATION]pH\,7[/INLINE EQUATION], afhankelijk van de [INLINE EQUATION]pK_b[/INLINE EQUATION] van de zwakke base.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Berekening equivalentiepunt bij zwakke componenten[/BOLD]: opstellen van evenwichtsvergelijkingen, toepassing van zuur- of baseconstante.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Praktijkvoorbeelden[/HEADING] [ORDERED_LIST] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Titratie 0,10 M HCl met 0,10 M NaOH[/BOLD]: Equivalentiepunt bij [INLINE EQUATION]pH\,7[/INLINE EQUATION]. Geschikte indicator: bromthymolblauw. Fenolftaleïne zou te laat omslaan (pas vanaf [INLINE EQUATION]pH\,8,2[/INLINE EQUATION], dus na het echte equivalentiepunt).[/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Titratie 0,10 M azijnzuur ([INLINE EQUATION]pK_a = 4,8[/INLINE EQUATION]) met 0,10 M NaOH[/BOLD]: Na berekening blijkt het equivalentiepunt bij [INLINE EQUATION]pH\,8,7[/INLINE EQUATION] te liggen. Geschikte indicator: fenolftaleïne (pH-omslaggebied 8,2–10,0).[/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [/ORDERED_LIST] [HEADING level=3]Veel gemaakte fouten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Toepassen van een indicator zonder de pH van het equivalentiepunt te kennen.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Onterecht aannemen dat het omslaggebied van een indicator voor alle titratietypen geschikt is.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Niet controleren op bufferwerking nabij het equivalentiepunt, waardoor de kleurverandering minder scherp waarneembaar is.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] --- [HEADING level=2]Blok 4: Berekening van de pH en pOH van waterige oplossingen – sterke zuren en basen[/HEADING] [HEADING level=3]Definitie[/HEADING] [PARAGRAPH] Sterke zuren en basen dissociëren volledig in water, wat betekent dat bij oplossen alle zuur- of base-moleculen omgezet worden in hun respectievelijke ionen. De concentratie H₃O⁺ of OH⁻ is daarom gelijk aan de begingesuppleerde stofhoeveelheid per liter. [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Belangrijke concepten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Voor sterke zuren geldt dat [INLINE EQUATION][H_3O^+]=c(zuur)[/INLINE EQUATION].[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Voor sterke basen geldt dat [INLINE EQUATION][OH^-]=c(base)[/INLINE EQUATION].[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Voor basen als NaOH die meerwaardig zijn (bijv. Ca(OH)₂), moet rekening worden gehouden met het aantal uitwisselbare OH⁻-ionen per formule-eenheid.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]In verdunningen [INLINE EQUATION]<10^{-6}M[/INLINE EQUATION] moet altijd rekening gehouden worden met de auto-ionisatie van water ([INLINE EQUATION][H_3O^+][/INLINE EQUATION] en [INLINE EQUATION][OH^-][/INLINE EQUATION] door water zelf, [INLINE EQUATION][H_3O^+][OH^-]=1,0\cdot10^{-14}[/INLINE EQUATION] mol²·L⁻² bij 25°C).[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Formules en berekeningen[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][INLINE EQUATION]pH = -\log [H_3O^+][/INLINE EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][INLINE EQUATION]pOH = -\log [OH^-][/INLINE EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][INLINE EQUATION][H_3O^+][OH^-]=1,0\times10^{-14}[/INLINE EQUATION] (25°C)[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][INLINE EQUATION]pH + pOH = 14[/INLINE EQUATION] (bij 25°C)[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [PARAGRAPH] [BOLD]Standaard reactietabel (voorbeeld HCl-oplossing):[/BOLD] [/PARAGRAPH] [TABLE] [TABLE_ROW] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH][/PARAGR][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]HCl (aq)[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]H₃O⁺ (aq)[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]Cl⁻ (aq)[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]In[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]10⁻⁷[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]0[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Verandering[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]-x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]+x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]+x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]Fin[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]0[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [/TABLE] [PARAGRAPH] [BOLD]Aangezien x >> 10⁻⁷, geldt: [INLINE EQUATION][H_3O^+]\approx x[/INLINE EQUATION][/BOLD] [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Praktijkvoorbeelden[/HEADING] [ORDERED_LIST] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Sterk zuur[/BOLD]: 0,10 M HCl [INLINE EQUATION][H_3O^+] = 0,10\,M[/INLINE EQUATION] [INLINE EQUATION]pH=-\log(0,10)=1,0[/INLINE EQUATION] [/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Sterke base[/BOLD]: 0,01 M NaOH [INLINE EQUATION][OH^-]=0,01\,M[/INLINE EQUATION] [INLINE EQUATION]pOH=-\log(0,01)=2,0[/INLINE EQUATION] [INLINE EQUATION]pH=14-2,0=12,0[/INLINE EQUATION] [/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Tweedige base[/BOLD]: 0,05 M Ca(OH)₂ Elke Ca(OH)₂ levert 2 OH⁻ per opgeloste eenheid: [INLINE EQUATION][OH^-]=2\times0,05=0,10\,M[/INLINE EQUATION] [INLINE EQUATION]pOH=-\log(0,10)=1,0[/INLINE EQUATION] [INLINE EQUATION]pH=14,0-1,0=13,0[/INLINE EQUATION] [/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [/ORDERED_LIST] [HEADING level=3]Veel gemaakte fouten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Vergeten dat meerwaardige basen (zoals Ca(OH)₂) het dubbele aantal OH⁻ leveren per mol.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Invloed van de auto-ionisatie van water negeren bij zeer verdunde oplossingen.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Verkeerd gebruik van logaritmes bij de berekening van de pH van oplossingen met [INLINE EQUATION][H_3O^+][/INLINE EQUATION] afwijkend van een hele macht van tien.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]pH direct uitrekenen bij niet-10-gevouwen concentraties zonder rekening te houden met significante cijfers.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] --- [HEADING level=2]Blok 5: Berekening van de pH en pOH van waterige oplossingen – zwakke zuren en basen[/HEADING] [HEADING level=3]Definitie[/HEADING] [PARAGRAPH] Zwakke zuren en basen zijn stoffen die slechts gedeeltelijk dissociëren in water. De mate van dissociatie wordt uitgedrukt in de zuurconstante ([INLINE EQUATION]K_a[/INLINE EQUATION]) voor zuren en de baseconstante ([INLINE EQUATION]K_b[/INLINE EQUATION]) voor basen. [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Belangrijke concepten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Omdat de dissociatie onvolledig is, moet bij pH-berekeningen altijd het chemisch evenwicht en de evenwichtsconcentraties worden bepaald aan de hand van een evenwichtstabel.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]De mate van dissociatie is afhankelijk van de waarde van [INLINE EQUATION]K_a[/INLINE EQUATION] of [INLINE EQUATION]K_b[/INLINE EQUATION] en de initiële concentratie.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Soms mag de x-vereenvoudiging worden toegepast: als [INLINE EQUATION]K_a[/INLINE EQUATION] of [INLINE EQUATION]K_b[/INLINE EQUATION] veel kleiner is dan de initiële concentratie (20-regel, dus [INLINE EQUATION]x \ll[/INLINE EQUATION] initiële concentratie), is de rekenfout door benadering klein.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [PARAGRAPH] [BOLD]Algemeen evenwicht zwak zuur:[/BOLD] HZ + H₂O ⇌ Z⁻ + H₃O⁺ [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]Algemeen evenwicht zwakke base:[/BOLD] B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻ [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]Evenwichtstabel (voorbeeld zwak zuur):[/BOLD] [/PARAGRAPH] [TABLE] [TABLE_ROW] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH][/PARAGR][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]HZ[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]Z⁻[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]H₃O⁺[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]0/In[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]c₀[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]0[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]0[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]∆[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]–x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]+x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]+x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]EV[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]c₀–x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [/TABLE] [PARAGRAPH] Evenwichtsvergelijking voor zuur: [INLINE EQUATION]K_a = \frac{x^2}{c_0-x}[/INLINE EQUATION] [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] Voor base: analoog, met [INLINE EQUATION]K_b[/INLINE EQUATION]. [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Formules en berekeningen[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Zuur:[/BOLD] [INLINE EQUATION]pH = -\log[H_3O^+][/INLINE EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Base:[/BOLD] [INLINE EQUATION]pOH = -\log[OH^-][/INLINE EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Henderson-Hasselbalch-vergelijking (voor oplossing met zuur en zijn geconjugeerde base): [BLOCK EQUATION]pH = pK_a + \log\left(\frac{[Z^-]}{[HZ]}\right)[/BLOCK EQUATION] [BLOCK EQUATION]pOH = pK_b + \log\left(\frac{[BH^+]}{[B]}\right)[/BLOCK EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][INLINE EQUATION]pH + pOH = 14[/INLINE EQUATION] (bij 25°C)[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Relaties: [BLOCK EQUATION]K_a \times K_b = K_w[/BLOCK EQUATION] [BLOCK EQUATION]pK_a + pK_b = 14,0[/BLOCK EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Praktijkvoorbeelden[/HEADING] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld 1: Zwak zuur – azijnzuur, 0,10 M, [INLINE EQUATION]K_a = 1,8 \times 10^{-5}[/INLINE EQUATION][/BOLD] [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] Evenwichtsopstelling: CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺ [INLINE EQUATION]c_0 = 0,10\,\mathrm{mol}\cdot\mathrm{L}^{-1}[/INLINE EQUATION] [INLINE EQUATION]x = [H_3O^+][/INLINE EQUATION] in evenwicht [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] Evenwichtstabel: [/PARAGRAPH] [TABLE] [TABLE_ROW] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH][/PARAGR][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]CH₃COOH[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]CH₃COO⁻[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]H₃O⁺[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]In/0[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]0,10[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]0[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]0[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]∆[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]–x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]+x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]+x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]EV[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]0,10–x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [/TABLE] [PARAGRAPH] Vergelijking: [INLINE EQUATION]K_a = \frac{x^2}{0,10-x} = 1,8 \times 10^{-5}[/INLINE EQUATION] [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] Aannemende dat x << 0,10: [INLINE EQUATION]x^2 \approx (1,8 \times 10^{-5}) \times 0,10 \rightarrow x^2 = 1,8 \times 10^{-6} \rightarrow x = 1,34 \times 10^{-3}[/INLINE EQUATION] mol·L⁻¹ [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [INLINE EQUATION]pH = -\log(1,34 \times 10^{-3}) = 2,87[/INLINE EQUATION] [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld 2: Zwakke base – ammoniak, 0,20 M, [INLINE EQUATION]K_b = 1,8 \times 10^{-5}[/INLINE EQUATION][/BOLD] [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ [INLINE EQUATION]c_0 = 0,20 \mathrm{mol} \cdot \mathrm{L}^{-1}[/INLINE EQUATION] [INLINE EQUATION]y = [OH^-][/INLINE EQUATION] in evenwicht [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] Evenwichtstabel: [/PARAGRAPH] [TABLE] [TABLE_ROW] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH][/PARAGR][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]NH₃[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]NH₄⁺[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]OH⁻[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]In/0[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]0,20[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]0[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]0[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]∆[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]–y[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]+y[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]+y[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]EV[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]0,20–y[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]y[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]y[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [/TABLE] [PARAGRAPH] Vergelijking: [INLINE EQUATION]K_b = \frac{y^2}{0,20-y} = 1,8 \times 10^{-5}[/INLINE EQUATION] [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] Aannemende y << 0,20: [INLINE EQUATION]y^2 \approx (1,8 \times 10^{-5}) \times 0,20 \rightarrow y^2 = 3,6 \times 10^{-6} \rightarrow y = 1,9 \times 10^{-3}[/INLINE EQUATION] mol·L⁻¹ [INLINE EQUATION]pOH = -\log(1,9 \times 10^{-3}) = 2,72[/INLINE EQUATION] [INLINE EQUATION]pH = 14 - 2,72 = 11,28[/INLINE EQUATION] [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Veel gemaakte fouten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Vergeten het x in de noemer (c₀ – x) in de evenwichtsvergelijking, met als gevolg een te grote waarde voor [INLINE EQUATION][H_3O^+][/INLINE EQUATION] of [INLINE EQUATION][OH^-][/INLINE EQUATION].[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]De x-regel uitvoeren buiten haar toepassingsgebied (wanneer [INLINE EQUATION]K_a[/INLINE EQUATION] of [INLINE EQUATION]K_b[/INLINE EQUATION] niet significant kleiner is dan [INLINE EQUATION]c_0[/INLINE EQUATION]).[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Onjuiste toepassing van de Henderson-Hasselbalch-vergelijking buiten buffervoorwaarden.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Verwarren van de zuurconstante [INLINE EQUATION]K_a[/INLINE EQUATION] van het zuur met die van de indicator.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Significante cijfers verkeerd hanteren, vooral bij logaritmen (pH moet meestal op 2 decimalen).[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] --- [HEADING level=2]Blok 6: Samenhang: Indicatoren, titraties en pH-berekeningen[/HEADING] [HEADING level=3]Definitie[/HEADING] [PARAGRAPH] Het correct bepalen van het equivalentiepunt bij titraties, en bijgevolg de keuze van een geschikte indicator, vereist een geïntegreerd begrip van zuur-base evenwichten én pH-berekeningen. Alleen door de verwachte pH-waarde aan het equivalentiepunt te bepalen, kan een weloverwogen keuze van indicator worden gemaakt. [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Belangrijke concepten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]De keuze van de indicator is niet arbitrair, maar moet altijd gebaseerd zijn op de chemische aard van analyte en titrant, en de bijbehorende pH van het equivalentiepunt.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]pH-berekeningen voor sterk/zwak zuren of basen, zoals geleerd in blokken 4 en 5, zijn essentieel om het equivalentiepunt te bepalen, zeker bij zwakke componenten.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Als het omslaggebied van klassieke indicatoren niet overeenkomt met het equivalentiepunt, moet ofwel een alternatieve indicator worden gekozen, of een pH-meter worden gebruikt om het titratieproces te volgen.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]De theorie (evenwichten, chemisch rekenen) en praktijk (indicatoren, titratietechnieken) zijn hierdoor onlosmakelijk verbonden.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Overzicht: Integraal stappenplan / stroomschema[/HEADING] [ORDERED_LIST] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Identificeer het type titratie[/BOLD] (bv. zwak zuur – sterke base).[/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Bereken de pH van het equivalentiepunt[/BOLD], rekening houdend met het gevormde zout en mogelijk hydrolyse-effect.[/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Vergelijk de berekende pH met de omslaggebieden van beschikbare indicatoren.[/BOLD][/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Selecteer de indicator waarvan het omslaggebied het equivalentiepunt omvat.[/BOLD][/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Is er geen geschikte indicator, gebruik een pH-meter voor nauwkeurige bepaling.[/BOLD][/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [/ORDERED_LIST] [HEADING level=3]Praktijkvoorbeeld: integratie[/HEADING] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld:[/BOLD] Titratie van 25,0 mL 0,10 M azijnzuur ([INLINE EQUATION]pK_a=4,8[/INLINE EQUATION]) met 0,10 M NaOH. [/PARAGRAPH] [ORDERED_LIST] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Type titratie:[/BOLD] zwak zuur (CH₃COOH) met sterke base (NaOH).[/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]pH equivalentiepunt:[/BOLD] equivalentiepunt bereikt als er evenveel mol NaOH als CH₃COOH werd toegevoegd. Bij het equivalentiepunt blijft natriumacetaat (een zout van zwak zuur) achter, dat hydrolyseert: CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻ Bereken [INLINE EQUATION][CH_3COO^-][/INLINE EQUATION], [INLINE EQUATION]K_b[/INLINE EQUATION] (via [INLINE EQUATION]K_a \times K_b = K_w[/INLINE EQUATION]), [INLINE EQUATION][OH^-][/INLINE EQUATION], daarna pOH en pH. Resultaat: [INLINE EQUATION]pH \approx 8,7[/INLINE EQUATION][/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Indicator selecteren:[/BOLD] Fenolftaleïne (omsalggebied 8,2–10,0) is geschikt.[/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Toepassing:[/BOLD] Eindpunt van titratie zal indicatief zijn voor het equivalentiepunt.[/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [/ORDERED_LIST] [HEADING level=3]Veel gemaakte fouten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Een indicator kiezen op basis van beschikbaarheid, niet op basis van correcte pH-omslaggebied.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Geen rekening houden met hydrolyse-effect van geconjugeerde basen of zuren na het equivalentiepunt (vooral bij zwakke componenten).[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Veronderstellen dat bij alle titraties het equivalentiepunt pH 7 is.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Geen tussentijdse controle met pH-meter, ondanks afwezigheid van een geschikt indicator.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] --- [HEADING level=2]Samenvatting[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Zuur-base-indicatoren vertonen een kleurverandering over een specifiek, unieke pH-omslaggebied; selectie op basis van het verwachte equivalentiepunt van de titratie is van wezenlijk belang.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Het equivalentiepunt kan niet arbitrair worden aangenomen, maar moet via pH-berekening (middels evenwichtstabellen en zuur/baseconstanten) worden bepaald. Dit is vooral cruciaal bij systemen met zwakke zuren of basen.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Voor sterke zuren/basen zijn pH-berekeningen rechtstreeks afleidbaar van de beginsconcentratie; bij zwakke zuren/basen moet het evenwicht in rekening worden gebracht.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Praktische toepassing vereist integratie van theorie en praktijk: pH-waarden bepalen, geschikte indicator selecteren, foutbronnen herkennen en vermijden.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Het gebruik van tabellen, correcte formuletoepassing, en het vermijden van veelvoorkomende fouten zijn essentieel voor succes op het eindexamen.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] --- [HEADING level=2]Oefenvragen[/HEADING] [PARAGRAPH] [BOLD]Vraag 1[/BOLD] Bereken de pH van een 0,25 M oplossing van salpeterzuur (HNO₃). Welke indicator zou het geschiktst zijn voor een titratie waarbij dit zuur met natronloog wordt geneutraliseerd? Motiveer je antwoord. [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]Antwoord:[/BOLD] HNO₃ is een sterk zuur → [INLINE EQUATION][H_3O^+] = 0,25\,\mathrm{M}[/INLINE EQUATION] [INLINE EQUATION]pH = -\log(0,25) = 0,60[/INLINE EQUATION] Titratie sterk zuur – sterke base, equivalentiepunt bij [INLINE EQUATION]pH \approx 7[/INLINE EQUATION]. Indicator: bromthymolblauw (omsalggebied 6,0–7,6), want het omslaggebied dekt het equivalentiepunt. [/PARAGRAPH] --- [PARAGRAPH] [BOLD]Vraag 2[/BOLD] Een oplossing van 0,050 M NH₃ (ammoniak, [INLINE EQUATION]K_b = 1,8 \times 10^{-5}[/INLINE EQUATION]) wordt getitreerd met HCl. Bereken de pH bij het equivalentiepunt en kies de meest geschikte indicator. Toon alle relevante rekenstappen. [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]Antwoord:[/BOLD] [ORDERED_LIST] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Het gevormde zout is NH₄Cl; NH₄⁺ is een zwak zuur.[/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][INLINE EQUATION][NH_4^+] = 0,050\,\mathrm{mol/L}[/INLINE EQUATION][/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][INLINE EQUATION]K_a(NH_4^+) = \frac{K_w}{K_b} = \frac{1,0\cdot10^{-14}}{1,8\cdot10^{-5}} = 5,6 \times 10^{-10}[/INLINE EQUATION] [/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [/ORDERED_LIST] Evenwichtstabel: [TABLE] [TABLE_ROW] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH][/PARAGR][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]NH₄⁺[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]H₃O⁺[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]NH₃[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]In[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]0,05[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]0[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]0[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]∆[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]–x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]+x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]+x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]EV[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]0,05–x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]x[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [/TABLE] [PARAGRAPH] [INLINE EQUATION]K_a = \frac{x^2}{0,05-x} \approx \frac{x^2}{0,05}[/INLINE EQUATION]; [INLINE EQUATION]x^2 = 0,05 \times 5,6 \times 10^{-10} = 2,8 \times 10^{-11}[/INLINE EQUATION]; [INLINE EQUATION]x = 5,3 \times 10^{-6}\,\mathrm{mol\,L}^{-1}[/INLINE EQUATION]; [INLINE EQUATION]pH = -\log(5,3\times 10^{-6}) = 5,28[/INLINE EQUATION] [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] Indicator: methylrood (omsalggebied 4,4–6,2), want pH equivalentiepunt ≈ 5,3. [/PARAGRAPH] --- [PARAGRAPH] [BOLD]Vraag 3[/BOLD] Voor een titratie van 0,10 M azijnzuur ([INLINE EQUATION]pK_a = 4,8[/INLINE EQUATION]) met 0,10 M natronloog, bereken de pH aan het equivalentiepunt. Welke indicator is hiervoor geschikt? [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]Antwoord:[/BOLD] [ORDERED_LIST] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Het gevormde zout CH₃COONa; CH₃COO⁻ is een zwakke base.[/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Bereken [INLINE EQUATION][CH_3COO^-][/INLINE EQUATION] na volledige neutralisatie: [INLINE EQUATION]0,10\,\mathrm{mol/L}[/INLINE EQUATION].[/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][INLINE EQUATION]K_b = \frac{K_w}{K_a} = \frac{1,0\cdot10^{-14}}{1,58\cdot10^{-5}} = 6,3\times10^{-10}[/INLINE EQUATION][/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][INLINE EQUATION]\frac{x^2}{0,10-x} \approx \frac{x^2}{0,10} = 6,3\times 10^{-10}[/INLINE EQUATION] [INLINE EQUATION]x^2 = 6,3 \times 10^{-11}[/INLINE EQUATION] [INLINE EQUATION]x = 7,94 \times 10^{-6}\,\mathrm{mol/L} = [OH^-][/INLINE EQUATION] [INLINE EQUATION]pOH = -\log(7,94\times 10^{-6}) = 5,10[/INLINE EQUATION] [INLINE EQUATION]pH = 14-5,10 = 8,90[/INLINE EQUATION][/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [/ORDERED_LIST] [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] Indicator: fenolftaleïne (omsalggebied 8,2–10,0), want equivalentiepunt valt binnen dit bereik. [/PARAGRAPH] --- [PARAGRAPH] [BOLD]Vraag 4[/BOLD] Beschrijf met een volledig uitgewerkt stroomschema de integratie tussen pH-berekening, titratie-equivalentiepunt en keuze van een indicator. [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]Antwoord:[/BOLD] [ORDERED_LIST] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]STAP 1: *Type titratie vaststellen* → [/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]STAP 2: *Bereken de pH bij het equivalentiepunt* (via evenwicht en constante [INLINE EQUATION]K_a/K_b[/INLINE EQUATION]) → [/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]STAP 3: *Vergelijk berekende pH met omslaggebieden bekende indicatoren* → [/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]STAP 4: *Selecteer indicator met omslaggebied binnen [INLINE EQUATION]\pm1[/INLINE EQUATION] pH-eenheid van equivalentiepunt* → [/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [ORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]STAP 5: *Is geen passende indicator beschikbaar? Gebruik pH-meter voor exacte detectie.*[/PARAGRAPH][/ORDERED_LIST_ITEM] [/ORDERED_LIST] [/PARAGRAPH] --- [PARAGRAPH] [BOLD]Vraag 5[/BOLD] Geef een voorbeeld van een veel gemaakte fout bij het gebruik van zure indicatoren in basische oplossingen en leg uit waarom deze fout optreedt. [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]Antwoord:[/BOLD] Fenolftaleïne gebruiken voor titraties waar het equivalentiepunt bij [INLINE EQUATION]pH\,7[/INLINE EQUATION] of lager ligt (zoals sterk zuur – sterke base titraties). De fout is dat de oplossing bij het equivalentiepunt kleurloos blijft, waardoor men het echte eindpunt mist en overschotten natronloog toevoegt voordat de indicator van kleur verandert. Hierdoor wordt het resultaat systematisch te hoog ingeschat. [/PARAGRAPH]

Test je kennis met deze examenoefeningen

Les 47 van 64