matematikk.net

Hei, vi har jobbet en liten stund med buffere i kjemi 2 nå. Det er likevel noe jeg ikke helt forstår.

For å komme til dette, viser jeg til en oppgave.

Nedenfor er det gitt noen påstander om en basisk
buffer med samme konsentrasjon av den sure og
den basiske komponenten. Hvilke påstander er
riktige?

A Bufferen består av en svak base og den korresponderende syra.
Riktig. Skjønte denne.

B pKa til den sure komponenten er større enn 7.

Denne skjønner jeg egentlig IKKE. Ja, vi kan se i tabeller at pKa > 7, men hvorfor?
Jeg tenker meg da en basisk buffer, nemlig ammoniakk-ammonium-bufferen. Men her blir jeg forrvirret av selve reaksjonslikningen i boka.

Det står:

[tex]NH_{4}^{+}+H_{2}O\rightleftharpoons H_{3}O^{+}+NH_{3}[/tex]

Hvorfor er det slik at vi lar ammonium reagere med vann? Jeg trodde aller først at vi skal gjøre som for eddiksyre-acetat-bufferen, nemlig la eddiksyra reagere med vann? Derfor tenkte jeg at reaksjonen ville først være slik:

[tex]NH_{3}+H_{2}O\rightleftharpoons NH_{4}^++OH^-[/tex]

I dette tilfellet, hvordan skal man drøfte/tolke at pKa vil i en basisk buffer være større en 7, og i en sur bufer være mindre enn 7?




C Ved tilsetting av litt saltsyre øker pH.
Galt

D Ved tilsetting av mer vann til bufferen øker
bufferkapasiteten.
Galt.

E Ved tilsetting av den sure komponenten avtar pH.
Riktig.

Hei,

det er helt vanlig å oppgi syrereaksjonen, dvs svak syre i vann. Dvs generelt:

[tex]HA + H_2O <=> H_3O^+ + A^-[/tex]

og for hhv eddikksyre og ammoniumion i vann fås:

[tex]CH_3COOH + H_2O <=> H^+ + CH_3COO^-[/tex]

[tex]NH_4^+ + H_2O <=> H^+ + NH_3[/tex]

altså disse vil jo ha en [tex]K_a[/tex]
og for sistnevnte blir jo dette;

[tex]pK_a = -\lg(5,6*10^{-10})=9,25 > 7[/tex]

men pH for[tex]NH_4^+[/tex] som sådan er < 7
og pH for[tex]NH_3 > 7[/tex]

Janhaa wrote:Hei,

det er helt vanlig å oppgi syrereaksjonen, dvs svak syre i vann. Dvs generelt:

[tex]HA + H_2O <=> H_3O^+ + A^-[/tex]

og for hhv eddikksyre og ammoniumion i vann fås:

[tex]CH_3COOH + H_2O <=> H^+ + CH_3COO^-[/tex]

[tex]NH_4^+ + H_2O <=> H^+ + NH_3[/tex]

altså disse vil jo ha en [tex]K_a[/tex]
og for sistnevnte blir jo dette;

[tex]pK_a = -\lg(5,6*10^{-10})=9,25 > 7[/tex]

men pH for[tex]NH_4^+[/tex] som sådan er < 7
og pH for[tex]NH_3 > 7[/tex]

Greit, tusen takk. Det skjønte. Jeg har en liten oppgave til som jeg trenger veiledning på å kunne forstå.

Hvor mye vil pH-verdien forandre seg hvis vi dobler vannmengden i

a) en 0.20 mol/L løsning av HCL.

b) en løsning av 0.10 mol CH3COOH og 0.10 mol NaCH3COO per L

c) en 0.20 mol/L løsning av en svak syre med syrekonstant Ka.

---------------------------------------------------------------------------------

a) c (HCL) = c (H30+) = n/v = 0.20 mol / 2.0 L = 0.1 mol/L

pH = -log 0.10 = 1

Dette var etter volumøkningen. Før volumøkningen må pH = -log(0.20) = 0.7

Endring i pH = 1-0.7 = 0.30

Tenkte jeg riktig? Fasitsvaret sier øker med 0.30, men må ikke bety at det er rett.

b)

[tex]CH_{3}COOH+H_{2}O\rightleftharpoons H_{3}O^++CH_{3}COO^-[/tex]

[tex]1.8*10^{-5} = \frac{x*x}{0.100-x}[/tex]

[tex]x=0.00133[/tex]

pH = -log(0.00133) = 2.9

Nå gjør jeg det samme som over, bare at jeg setter x'ene lik 2x, og får i teller 4x^2, og i nevner (0.100-2x^2)

Når jeg løser dette på kalkulatoren, og tar pH, så får jeg samme svar. Rett måte? Fasiten sier her at pH ikke endrer seg, og det stemmer i følge beregningene.

c)

Her vet jeg virkelig ikke hva jeg skal gjøre, eller rett og slett hvor jeg skal begynne egentlig.

a)
den fortynnes;
0,2 M => 0,1 M
dvs pH = 0,7 til pH = 1
*****
*****
b)
uendra pH;

[tex]pH = pK_a - \lg((0,1/2V) / (0,1/2V))[/tex]
*******
********

som a) 0,2 M til 0,1 M
dvs
[tex]pH = 0,5(pK_a - \lg(0,1))[/tex]