Eduqaleeromgeving
5 havoLeeromgeving Scheikunde · 5 havo H8 Basen
0%
Leeromgeving›Scheikunde›5 havo›H8 Basen›8.3b
Hoofdstuk 8 · Les 5 van 7

De pH van een zwakke base berekenen

Bij een sterke base volgt de [OH⁻] direct uit de molariteit. Bij een zwakke base kan dat niet: je moet eerst uitrekenen hoeveel van de base heeft gereageerd. Daarvoor gebruik je de evenwichtsvoorwaarde met KbK_\text{b} uit Binas 49.

20 min

Na deze les kun je

  • een schema met begin, omzetting en evenwicht opstellen
  • de [OH⁻] van een zwakke base berekenen met KbK_\text{b}
  • uitleggen wanneer je de omzetting x in de noemer mag verwaarlozen
  • de pH van een oplossing van een zwakke base berekenen

Dit weet je al

De baseconstante (les 8.3a) en de pH van een zwak zuur (paragraaf 7.5).

Het stappenplan

  1. Geef de evenwichtsreactie van de base met water.
  2. Maak een schema met de concentraties: begin, omgezet en evenwicht. Stel de [OH⁻] bij evenwicht gelijk aan xx.
  3. Vul de concentraties bij evenwicht in de evenwichtsvoorwaarde in, met KbK_\text{b} uit Binas 49.
  4. Verwaarloos xx in de noemer (als minder dan 10% reageert) en los xx op.
  5. x=[OH−]x = [\text{OH}^-]: bereken de pOH en daarna de pH.
[OH−]=Kb⋅c\displaystyle [\text{OH}^-] = \sqrt{K_\text{b} \cdot c}cc: molariteit van de base (mol L⁻¹). Geldt als minder dan 10% van de base reageert.
✎Voorbeeld: ammonia

Bereken de pH van 0,20 M ammonia.

  1. De evenwichtsreactie van de base met water:
NH3 (aq)+H2O (l)⇄NH4 + (aq)+OH− (aq)\text{NH}_3\ (\text{aq}) + \text{H}_2\text{O}\ (\text{l}) \rightleftarrows \text{NH}_4^{\ +}\ (\text{aq}) + \text{OH}^-\ (\text{aq})
  1. Het schema (in mol L⁻¹):
[NH₃] [NH₄⁺] [OH⁻]
begin 0,20 0 0
omgezet −x +x +x
evenwicht 0,20 − x x x
  1. Vul de evenwichtsconcentraties in de evenwichtsvoorwaarde in, met KbK_\text{b} uit Binas 49:
Kb=[NH4 +]⋅[OH−][NH3]=x⋅x0,20−x=1,8⋅10−5K_\text{b} = \frac{[\text{NH}_4^{\ +}] \cdot [\text{OH}^-]}{[\text{NH}_3]} = \frac{x \cdot x}{0{,}20 - x} = 1{,}8 \cdot 10^{-5}
  1. Verwaarloos x in de noemer (0,20−x≈0,200{,}20 - x \approx 0{,}20) en los x op:
x20,20=1,8⋅10−5x2=1,8⋅10−5×0,20=3,6⋅10−6x=3,6⋅10−6=1,9⋅10−3 mol L−1=[OH−]\begin{aligned} \frac{x^2}{0{,}20} &= 1{,}8 \cdot 10^{-5} \\ x^2 &= 1{,}8 \cdot 10^{-5} \times 0{,}20 = 3{,}6 \cdot 10^{-6} \\ x &= \sqrt{3{,}6 \cdot 10^{-6}} = 1{,}9 \cdot 10^{-3}\ \text{mol L}^{-1} = [\text{OH}^-] \end{aligned}
  1. Controleer of verwaarlozen mocht:
1,9⋅10−30,20×100%=0,95%<10%\frac{1{,}9 \cdot 10^{-3}}{0{,}20} \times 100\% = 0{,}95\% < 10\%
  1. Van [OH⁻] naar pOH, en van pOH naar pH:
pOH=−log⁡[OH−]=−log⁡(1,9⋅10−3)=2,72pH=14,00−pOH=14,00−2,72=11,28\begin{aligned} \text{pOH} &= -\log [\text{OH}^-] = -\log (1{,}9 \cdot 10^{-3}) = 2{,}72 \\ \text{pH} &= 14{,}00 - \text{pOH} = 14{,}00 - 2{,}72 = 11{,}28 \end{aligned}
  1. De pH is 11,28.
✎Voorbeeld: natriumcyanide

Een oplossing van natriumcyanide is 2,5 M. Bereken de pH.

  1. Na⁺ is geen base, CN⁻ wel (Kb=1,6⋅10−5K_\text{b} = 1{,}6 \cdot 10^{-5}, Binas 49):
CN− (aq)+H2O (l)⇄HCN (aq)+OH− (aq)\text{CN}^-\ (\text{aq}) + \text{H}_2\text{O}\ (\text{l}) \rightleftarrows \text{HCN}\ (\text{aq}) + \text{OH}^-\ (\text{aq})
  1. Begin: [CN⁻] = 2,5. Bij evenwicht: [CN⁻] = 2,5 − x, [HCN] = x en [OH⁻] = x.
  2. Vul in de evenwichtsvoorwaarde in:
Kb=[HCN]⋅[OH−][CN−]=x⋅x2,5−x=1,6⋅10−5K_\text{b} = \frac{[\text{HCN}] \cdot [\text{OH}^-]}{[\text{CN}^-]} = \frac{x \cdot x}{2{,}5 - x} = 1{,}6 \cdot 10^{-5}
  1. Verwaarloos x in de noemer (2,5−x≈2,52{,}5 - x \approx 2{,}5) en los x op:
x2=1,6⋅10−5×2,5=4,0⋅10−5x=4,0⋅10−5=6,3⋅10−3 mol L−1=[OH−]\begin{aligned} x^2 &= 1{,}6 \cdot 10^{-5} \times 2{,}5 = 4{,}0 \cdot 10^{-5} \\ x &= \sqrt{4{,}0 \cdot 10^{-5}} = 6{,}3 \cdot 10^{-3}\ \text{mol L}^{-1} = [\text{OH}^-] \end{aligned}
  1. Van [OH⁻] naar pOH, en van pOH naar pH:
pOH=−log⁡[OH−]=−log⁡(6,3⋅10−3)=2,20pH=14,00−pOH=14,00−2,20=11,80\begin{aligned} \text{pOH} &= -\log [\text{OH}^-] = -\log (6{,}3 \cdot 10^{-3}) = 2{,}20 \\ \text{pH} &= 14{,}00 - \text{pOH} = 14{,}00 - 2{,}20 = 11{,}80 \end{aligned}
  1. De pH is 11,80.
!Niet de molariteit gebruiken

Bij een zwakke base is de [OH⁻] niet gelijk aan de molariteit van de base. Gebruik je toch de molariteit, dan krijg je een veel te hoge pH: 0,20 M ammonia zou dan deze pH hebben, in plaats van 11,28:

pOH=−log⁡0,20=0,70pH=14,00−0,70=13,30\begin{aligned} \text{pOH} &= -\log 0{,}20 = 0{,}70 \\ \text{pH} &= 14{,}00 - 0{,}70 = 13{,}30 \end{aligned}
≈Waarom verwaarlozen mag

Bij een zwakke base reageert meestal (veel) minder dan 10% van de base. Dan verandert c−xc - x bijna niet als je xx weglaat, maar wordt de vergelijking veel eenvoudiger: je hoeft alleen een wortel te trekken.

Even controleren

Snap je het?

Bereken de pH van 0,15 M natriumcarbonaatoplossing. Kb(CO3 2−)=2,1⋅10−4K_\text{b}(\text{CO}_3^{\ 2-}) = 2{,}1 \cdot 10^{-4}.

Bereken de pH van 0,40 M natriumacetaatoplossing. Kb(CH3COO−)=5,8⋅10−10K_\text{b}(\text{CH}_3\text{COO}^-) = 5{,}8 \cdot 10^{-10}.

↗Hoe hangt dit samen?

In paragraaf 8.4 laat je zuren en basen met elkaar reageren: de H⁺-overdracht van een zuur naar een base.

Klaar met deze les? Zet hem op gelezen; je voortgang staat rechtsboven.