HC Titrimetrie
Week 1
Evenwicht constantie (K):
Wanneer aA + bB omgezet worden naar cC + dD heeft dit evenwichtsconstante K, wanneer je het
proces omdraait ( cC + dD wordt aA + bB) is de evenwichtsconstante 1/K
Wanneer je twee reacties bij elkaar optelt, die allebei een
eigen evenwichtsconstante hebben, dan doe je de
evenwichtsconstante keer elkaar (bv K1*K2)
Voorbeeld 1:
CH3COOH (aq) + H2O (l) CH3COO- (aq) + H3O+ (aq)
[ CH 3COO ]∗[ H 3 O]
K=
[ CH 3COOH ]
*alleen stoffen in de gasfase (g) of opgeloste fase (aq) komen in de vergelijking
* concentraties van vaste (s) en vloeibare (l) reactanten/ producten mag je vervangen door 1/ valt weg uit de
evenwichtsvoorwaarde
Voorbeeld 2:
De evenwichtsconstante van de reactie H2O H+ + OH- is Kw ([H+][OH-]) is 1,0*10-14 op 25 graden
celsius. KNH3 = 1,8 * 10-5 voor de reactie NH3 (aq) + H2O NH4+ + OH-. Wat is de K van de reactie NH4+
+
NH3 (aq) + H
De eerste en tweede reactie zijn samengevoegd, waaruit de derde reactie ontstaan is.
*De tweede reactie is omgedraaid om de derde reactie te krijgen dus de K wordt 1/K
Je krijgt dus:
1
K= 1,0*10-14 * −5 = 5,6*10
-10
1,8∗10
,Le Chatelier’s principe
Wanneer er een storing plaatsvindt van een systeem in evenwicht dan zal het systeem zodanig
reageren dat het evenwicht weer (geheel of gedeeltelijk) wordt hersteld.
De concentratie van de stof te veranderen
De temperatuur
Warmte komt vrij: exotherme kant
Andere kant is endotherme kant
Het volume en de druk
Als je de druk verhoogd is er minder ruimte, de reactie
verloopt naar de kant met de minste deeltjes
(de reactie wil zijn oude druk terug)
Gebruik van Q bij voorspellen van richting van de reactie
Q=0 geen producten
Q<K reactie naar rechts. Q>K reactie naar links
Q=K evenwicht
Voorbeeld:
Wat is de concentratie van H+ en OH- in water op 25 graden celsius? Kw= 1,0*10-14
De H+ en OH- worden 1:1 geproduceerd dus:
Kw = 1,0*10-14 = [H+][OH-] = [x][x] = x=1,0*10-7
de concentratie van H+ en OH- zijn beide 1,0*10-7 in water
, Oplosbaarheidsproduct (Ksp) is de evenwichtsconstante voor een reactie waarbij een vast zout oplost
en ionen worden.
Ksp geeft de verhouding waarin het vaste zout en de ionen zich in de oplossing bevinden.
Wanneer je te maken hebt met een verzadigde oplossing betekend dit dat er nog vaste stof in de
oplossing. Je hebt dan onopgelost stof in overmaakt.
Voorbeeld 1:
Wat is de concentratie van Hg22+ in evenwicht met 0,10 M Cl- in een oplossing van KCl met een
overmaat aan niet-opgeloste Hg2Cl2 (s)? De Ksp = 1,2 *10-18
Reactievergelijking:
Evenwichtsconstante: Ksp = [Hg22+][Cl-]2 = 1,2 *10-18
*Hg2Cl2 is een vaste stof dus die zet je niet in de vergelijking
Dus
De concentratie Hg22+ staat in evenwicht met 0,10 M Cl-
Dus 1,2*10 -16
[Hg22+] = 1,2*10-16
Voorbeeld 2:
Een 10,00 mL oplossing die Cl- bevat wordt een overmaat aan AgNO3 aan toegevoegd. Hierbij
ontstaat er een neerslag van 0,4368 gram van AgCl. Wat is de molariteit van Cl -?
Reactievergelijking:
AgCl: 143,321 g 1 mol
0,4368 g
3,048*10-3 mol AgCl
De reactievergelijking is 1:1 wat betekend dat je ook 3,048*10 -3 mol Cl- hebt.
Je hebt 10 ml dus:
[Cl-]= 3,048*10-3 mol/0,01L = 0,3048 M Cl-
Voorbeeld 3:
Bereken de oplosbaarheid van MgF2 in mg per liter. Gegeven Ksp= 7,4 *10-9. De molmassa MgF2=
62,30 g/mol.
MgF2 Mg2+ + 2F-
Ksp= [Mg2+][F-]2 = 7,4 *10-9
x * (2x)2 = 7,4 *10-9
4x3 = 7,4 *10-9
