OEFENOPGAVEN VWO6sk1 TENTAMEN H1-11

OEFENOPGAVEN VWO6sk1 TENTAMEN H1-11
06-07, HU, oktober 2006
1. POLARITEIT, WATERSTOFBRUGGEN
Zie het apart uitgedeelde stencil voor extra theorie (is tentamenstof!) en een oefenopgave.
2. CHEMISCH REKENEN
Opgave 2.1
Er zijn twee zoutoplossingen: 30 mL 0,169 M natriumfosfaat-oplossing en 47 mL 0,123 M
ijzer(II)chloride-oplossing.
De oplossingen worden bij elkaar gevoegd. Er treedt een reactie op.
Geef van alle ionsoorten de concentratie in mol L–1 nadat de reactie is voltooid.
Opgave 2.2
Bereken uit een oplosbaarheidsproduct (Binas) wat de pH van verzadigd kalkwater is.
3. ZUREN EN BASEN
Opgave 3.1
a) Bereken de pH van een 0,45 M oplossing van HF.
b) Idem voor 0,00045 M HF-oplossing.
c) Idem voor 1,0 . 10–7 M zoutzuur (pittig!)
Opgave 3.2
Tafelazijn moet minstens 4,0 gram ethaanzuur per 100 cm3 product bevatten (Warenwet 1904). We
gebruiken in deze opgave tafelazijn, die exact aan deze norm voldoet.
Om het gehalte ethaanzuur in tafelazijn te controleren, wordt de tafelazijn vijfmaal verdund en
vervolgens wordt hiervan 10,00 mL getitreerd met 0,1002 M natronloog.
a) Stel de reactievergelijking op tussen ethaanzuur en natronloog.
b) Bereken hoeveel mL van het genoemde natronloog bij deze titratie moet worden toegevoegd.
c) Bereken de pH in het equivalentiepunt.
Opgave 3.3
Kalkaanslag op tegels (CaCO3 (s) ) kan worden verwijderd met behulp van zwavelzuur.
Men neemt 4,0 M zwavelzuur en laat het reageren met de kalkaanslag op een betegeld terras. Het
terras is 40 m2 groot en heeft een gemiddelde aanslag-oppervlaktedichtheid van 3 g m–2.
a) Geef de reactievergelijking van de reactie tussen zwavelzuur en de kalkaanslag.
b) Bereken hoeveel dm3 gas er bij deze reactie maximaal kan ontstaan
(standaardomstandigheden).
c) (pittig) Bereken de pH van 4,0 M zwavelzuur (zonder verder gebruik van deze oplossing). Ga
er daarbij vanuit, dat de tweede stap niet sterk is. Gebruik Binastabel 49.
Logarithmische significantieregel:
aantal significanten in [H3O+] is aantal decimalen in pH
OEFENOPGAVEN VWO6sk1 TENTAMEN H1-11
oktober 2006, HU
Noot vooraf: het stencil over waterstofbruggen bevat tevens de antwoorden; deze worden hier
niet opnieuw gegeven.
Opgave 2.1
Er zijn twee zoutoplossingen: 30 mL 0,169 M natriumfosfaat-oplossing en 47 mL 0,123 M
ijzer(II)chloride-oplossing.
De oplossingen worden bij elkaar gevoegd. Er treedt een reactie op.
Geef van alle ionsoorten de concentratie in mol L–1 nadat de reactie is voltooid.
Bij het rekenen aan reacties is het vaak noodzakelijk te weten, wat de uitgangssituatie is én wat er
vervolgens gebeurt.
Er treedt een neerslagreactie op tussen de ijzer(II)ionen en de fosfaationen (zie Binastabel 45). Daardoor
nemen de hoeveelheden en dus de concentraties van die ionen af. Daarnaast worden twee oplossingen
samengevoegd, waardoor het totaalvolume toeneemt; ook dit heeft een effect op de concentraties van alle
aanwezige opgeloste deeltjes.
Reactie:
3 Fe2+ (aq) + 2 PO43– (aq) → Fe3(PO4)2(s)
Uitgangssituatie:
Oplossing I
0,169 M Na3PO4-oplossing betekent, dat er per liter oplossing 0,169 mol Na3PO4 is opgelost. Dat noemen
we ook wel de formele concentratie: de daadwerkelijke [Na3PO4] is immers 0, omdat er geen deeltjes
Na3PO4 in deze oplossing aanwezig zijn. Een zout valt bij oplossen immers uiteen in losse ionen.
30 mL van deze oplossing bevat 0,030 * 0,169 = 5,07*10–3 mol PO43– en driemaal zoveel Na+-ionen,
ofwel 1,521*10–2 mol Na+.
Oplossing II
Deze oplossing bevat 0,047 * 0,123 = 5,781*10–3 mol Fe2+ en tweemaal zoveel chlorideionen, dus
1,1562*10–2 mol Cl– .
Reactie:
Er reageert Fe2+ met PO43– in de molverhouding Fe2+ : PO43– is 3 : 2. Voor elke 2 mol fosfaationen is dus
3 mol ijzer(II)ionen nodig. Let bij reacties altijd op de overmaat/ondermaat-kwestie: van welk deeltje is er
in verhouding (!) het minst? Dát deeltje bepaalt hoeveel van alle andere deeltjes meereageren. Het deeltje in
ondermaat is dus bepalend voor de hoeveelheden van álle reagerende deeltjes. Je moet dus altijd rekenen
met de ondermaat.
We hebben hier de volgende situatie
3 Fe2+ (aq)
+
5,781*10–3 mol
2 PO43– (aq)
5,07*10–3 mol
→
→
Fe3(PO4)2(s)
……….
1
Je kunt bij beide getallen beginnen: uitgaande van het aantal mol fosfaat kun je berekenen, dat er
zoveel ijzerionen moeten zijn, ofwel
3
maal
2
3
* 5,07*10–3 = 7,605*10–3 mol Fe2+. Dat is er niet: er is slechts
2
5,781*10–3 mol aanwezig. Conclusie: Fe2+ is in ondermaat
Dit ondanks het feit, dat 5,781*10–3 mol Fe2+ > 5,07*10–3 mol PO43–. De molverhouding moet je dus
ook meerekenen!
Rekenen met Fe2+ vertelt je, dat er
2
*5,781*10–3 mol PO43– reageert, ofwel 3,85*10–3 mol PO43–. De rest
3
van de fosfaationen blijft over: dit is 5,07*10–3 – 3,85*10–3 = 1,216*10–3 mol PO43–.
De nieuwe aantallen mol zijn nu duidelijk:
Fe2+: dit raakt op, dus er is na de reactie 0 mol over.
PO43–: hiervan is 1,216*10–3 mol over
Na+: hier gebeurt niets mee: er was en blijft 1,521*10–2 mol Na+
Cl–-: ook hiermee gebeurt niets: er was en blijft 1,1562*10–2 mol Cl–
De nieuwe concentraties volgen uit de algemene relatie concentratie =
hoeveelheid (mol)
.
volume oplossing (L)
Let erop dat het nieuwe volume 30 mL + 47 mL = 77 mL = 0,077 L bedraagt!
Voor de nieuwe concentraties geldt:
[Fe2+] = 0 M
[PO43–] = 1,58*10–2 M
[Na+] = 1,98*10–2 M
[Cl–] = 1,50*10–1 M
Opgave 2.2
Bereken uit een oplosbaarheidsproduct (Binas) wat de pH van verzadigd kalkwater is.
Situatie
Kalkwater is een oplossing van calciumhydroxide in water (moet je weten, zie eventueel de tabel Triviale
Namen in Binas). In een verzadigde zoutoplossing is het vaste zout in evenwicht met zijn ionen in
oplossing.
Er geldt dus:
Ca(OH)2 (s)
Ca2+ (aq) + 2 OH– (aq)
Wat wordt gevraagd? Oplossingstactiek
Gevraagd wordt, om de pH te berekenen met behulp van een oplosbaarheidsproduct. Dat moet wel het
oplosbaarheidsproduct van calciumhydroxide zijn, ofwel Ksp = [Ca2+][OH–]2. Kennelijk kun je hieruit de
pH berekenen. Dat kan ook, namelijk via [OH–] en vervolgens de pOH. Bedenk, dat pOH + pH = 14 (bij
standaardtemperatuur en –druk, maar daar mag je zonder verdere gegevens vanuit gaan). In Binas is te
vinden (tabel 46), dat Ksp voor dit zout een waarde heeft van 4,7*10–6.
Uitwerking
Bij het oplossen van Ca(OH)2 (s) kun je stellen, dat er tweemaal zoveel ionen OH– als ionen Ca2+ zullen
ontstaan. We kunnen een voor-tijdens-na-schema opstellen. Daarbij is het doel het berekenen van [OH–] ;
deze onbekende zullen we dus x noemen
2
concentraties in mol L–1
voor
tijdens
na
Ca2+ (aq)
0
+ ½x
½x
OH– (aq)
0
+x
x
We weten dat Ksp = [Ca2+][OH–]2 ofwel 4,7*10–6 = ½x * x2.
Daaruit volgt dat x = 2,1 * 10–2 ofwel [OH–] = 2,1 * 10–2 M (2 sign. vanwege Ksp).
Daaruit volgt dat pOH = 1,68 (2 decimalen vanwege 2 sign. in [OH–]) en pH = 12,32
Opgave 3.1
a) Bereken de pH van een 0,45 M oplossing van HF.
b) Idem voor 0,00045 M HF-oplossing.
c) Idem voor 1,0 . 10–7 M zoutzuur (pittig!)
Allereerst: bedenk dat HF het enige waterstofhalogenide is, dat als zwak zuur reageert! Zie Binastabel 49.
Deze opgaven komen regelmatig voor. Ze kunnen eigenlijk altijd met dezelfde systematiek worden
opgelost: gebruikmakend van de evenwichtsvoorwaarde en via de tactiek van het voor-tijdens-na-schema.
Zelfs moeilijke situaties laten zich heel vaak met zo’n (v,t,n)-schema oplossen.
Opmerking: in hoofdstuk 11 van Pulsar-Chemie wordt dit type opgave ook vrij uitgebreid besproken.
opgave a)
De reactievergelijking luidt: HF (aq) + H2O (l)
H3O+ (aq) + F– (aq)
Met als evenwichtsvoorwaarde Kz = Q ofwel
Kz =
[ H 3 O + ][ F − ]
[ HF ]
Voor HF geldt, dat Kz = 6,3*10–4
We stellen de gevraagde [ H3O+] op x (we willen immers naar de pH). Het (v,t,n)-schema luidt dan:
concentraties in mol L–1
voor
tijdens
na
H3O+ (aq)
0
+x
x
F– (aq)
0
+ x (molverhouding 1 : 1)
x
Invullen in de evenwichtsvoorwaarde levert
6,3 * 10
−4
[ H 3 O + ][ F − ]
x2
=
=
[ HF ]
0,45 − x
3
HF (aq)
0,45
–x
0,45–x
Dit is een tweedegraads vergelijking in x, die kan worden opgelost:
1) met de ABC-formule (analytische oplossing, exact)
2) met behulp van de GR (snijpuntbepaling van de functie links en rechts van het =-teken, “intersect”)
3) onder verwaarlozing van x in de noemer, zodat een eenvoudige vergelijking ontstaat
Methode 3) was vroeger (voor de introductie van de GR) regelmatig in zwang, omdat de exacte oplossing
met de ABC-formule wat tijdrovender is. Met de mogelijkheden van de GR is een nauwkeurige oplossing
vrij snel bereikbaar. Het verwaarlozen mag alleen, wanneer dit de uitkomst (en dus de vergelijking) niet
drastisch wijzigt. Ga zelf na, dat x alleen in de noemer mag worden verwaarloosd en sowieso nooit in de
teller. Bereken vervolgens x onder verwaarlozing van x in de noemer en controleer of de waarde van x
veel kleiner is dan 0,45. Als vuistregel wordt vaak gehanteerd, dat verwaarlozen mag wanneer x kleiner is
dan 10% van het getal ernaast. Hier mag x dus niet groter zijn dan 4,5*10–2. Wanneer x niet aan dit
criterium voldoet, moet de berekening worden overgedaan zonder verwaarlozing (dus met de ABCformule).
De exacte oplossing (met ABC-formule) levert, dat x = 0,017 (de andere oplossing voor x is fysisch
onmogelijk, want een negatieve concentratie bestaat immers niet). Verwaarlozen had hier dus gemogen.
De methode met verwaarlozen geeft als oplossing eveneens x = 0,017.
Hier volgt dus, dat [H3O+] = 1,7*10–2 M (2 sign. vanwege Kz) en dat pH = 1,78 (2 decimalen vanwege 2
sign. in [H3O+]
opgave b)
De opgave wordt analoog aan opgave a) opgelost. Ga na, dat het verwaarlozen van x ten opzichte van
4,5*10–4 niet is toegestaan. Uitwerking geeft, dat pH = 3,52 (weet 2 decimalen vanwege 2 significanten in
[H3O+] door toedoen van 2 significanten in Kz).
opgave c)
Het betreft hier een sterk zuur (HCl). Met iets teveel haast zou je kunnen redeneren, dat 1,0*10–7 M HCl
een evenwichtsconcentratie van [H3O+] = 1,0*10-7 veroorzaakt en dus dat pH = 7,00. Enige reflectie is op
zijn plaats: je lost een zuur op in zuiver water en de pH is niet gedaald? Dat kán haast niet waar zijn, en dat
is ook niet waar.
In water vindt namelijk altijd het waterevenwicht plaats (ook wel de autoprotolyse van water genoemd):
2 H2O (l)
H3O+ (aq) + OH– (aq)
De evenwichtsconstante van deze reactie wordt wel de waterconstante genoemd en heeft onder
standaardomstandigheden een waarde van 1,0*10–14.
Kw = [H3O+][OH–] = 1,0*10–14
Het is hierom, dat in evenwicht geldt, dat [H3O+][OH–] = 1,0*10–14 ofwel (trek overal de –log maar van!)
dat pH + pOH = 14.
Normaal is in een zure oplossing practisch alle H3O+ afkomstig van het opgeloste zuur. We verwaarlozen
de invloed van het waterevenwicht op de pH (dat aantal H3O+ is veel kleiner en valt dus in het niet). Pas
als de pH nabij de 7 komt, gaat dit waterevenwicht wél meetellen en mag je het waterevenwicht niet meer
verwaarlozen.
Het sterke zuur HCl biedt geen mogelijkheden om te rekenen met evenwichtsconstanten. Alle HClmoleculen staan in water hun H+ af en genereren ionen H3O+ en ionen Cl–. Het gevolg is, dat het
waterevenwicht naar de H2O-kant wordt gedwongen. Het aantal ionen H3O+ afkomstig van de
autoprotolyse van water zal dus dalen. De totale concentratie H3O+ is een combinatie van ionen H3O+ ten
gevolge van HCl-protolyse én ionen H3O+ ten gevolge van het waterevenwicht.
4
Gelukkig biedt de theorie rondom evenwichtsvoorwaarden houvast. In evenwicht geldt immers, dat
Kw = [H3O+][OH–] = 1,0*10–14
Of die ionen H3O+ nu door de ene of door de andere oorzaak ontstaan, dat doet er niet toe. Déze regel
staat vast. We kunnen dus stug een (v,t,n)-schema opstellen voor het waterevenwicht. Ook dit doen we in
concentraties (mol L–1). We losten per liter 1,0 * 10–7 mol HCl op (dus vandaar 1,0 * 10–7 M HCl) en
vervolgens verschuift het waterevenwicht naar de H2O-kant en wel met een onbekend bedrag x:
concentraties in mol L–1
voor (zuiver water, pH = 7,00)
tijdens
na (nieuw evenwicht ingesteld)
H3O+ (aq)
1,0 * 10–7
+ 1,0 * 10–7 – x
2,0 * 10–7 – x
OH– (aq)
1,0 * 10–7
–x
1,0 * 10–7 – x
We vullen in, dat Kw = 1,0*10–14 = [H3O+][OH–] = (2,0 * 10–7 – x )*(1,0 * 10–7 – x)
en lossen x op uit deze tweedegraadsvergelijking. Dit levert met de ABC-formule x– = 3,82 * 10–8 en
x+=2,62 * 10–7. Let op: x is hier niet [H3O+], dus we moeten kijken wélke x de juiste [H3O+] oplevert.
Alleen x– = 3,82 * 10–8 is reëel (de andere waarde van x levert bijvoorbeeld een negatieve [OH–] op).
In evenwicht geldt dus, dat [H3O+] = 2,0 * 10–7 – x = 2,0 * 10–7 – 3,82 * 10–8 = 1,62 * 10–7 M.
We vinden daarmee dat pH = 6,79
Reflectie: de oplossing is inderdaad een beetje zuur geworden, zoals je zou verwachten.
Alternatief: deel de evenwichtsconcentratie van H3O+ in gedachten op in twee delen: de ionen H3O+ van
het HCl (staat vast: 1,0 * 10–7) en de ionen die ontstaan ten gevolge van het waterevenwicht (die noem je
bijvoorbeeld y). Je vindt dan, dat Kw = 1,0*10–14 = [H3O+][OH–] = (1,0 * 10–7 + y)y. Berekenen van y levert
ook de [H3O+] de dus de pH. Dit moet uiteraard hetzelfde antwoord opleveren.
Opgave 3.2
Tafelazijn moet minstens 4,0 gram ethaanzuur per 100 cm3 product bevatten (Warenwet 1904). We
gebruiken in deze opgave tafelazijn, die exact aan deze norm voldoet.
Om het gehalte ethaanzuur in tafelazijn te controleren, wordt de tafelazijn vijfmaal verdund en
vervolgens wordt hiervan 10,00 mL getitreerd met 0,1002 M natronloog.
a) Stel de reactievergelijking op tussen ethaanzuur en natronloog.
b) Bereken hoeveel mL van het genoemde natronloog bij deze titratie moet worden toegevoegd.
c) Bereken de pH in het equivalentiepunt.
opgave a)
Do as you’re told!
CH3COOH (aq) + OH– (aq) → CH3COO– (aq) + H2O (l)
5
Opmerkingen:
• Een reactie tussen “sterk”-“sterk” en “sterk”-“zwak” is aflopend. Een reactie tussen “zwak” en
“zwak” (kom je niet vaak tegen) is een evenwichtsreactie. Hier dus een aflopende reactie (OH– is
een sterke base).
• Bedenk dat azijnzuur een zwak zuur is, en dat in evenwicht de meeste azijnzuurmoleculen hun H+
niet hebben afgestaan. Er zit dus een hoop CH3COOH (aq) in de oplossing.
• Als je OH– toevoegt aan een azijnzuuroplossing, moet je kiezen: reageert OH– nou met H3O+ (aq)
of met CH3COOH (aq)? Het maakt in wezen niet uit. Als er moleculen CH3COOH (aq)
verdwijnen, wordt het protolyse-evenwicht naar de kant van het CH3COOH gedwongen en kost
dit ook een H3O+-ion. Reageert OH– met H3O+, dan verschuift het protolyse-evenwicht naar de
vrije-ionen-kant en verdwijnt er CH3COO–. Elke H3O+ in de oplossing is hoe dan ook uiteindelijk
het resultaat van één gesplitst CH3COOH-molecuul. De totale hoeveelheid benodigd OH– is dus
gelijk aan het aantal H+-en, dat je kunt vrijmaken uit het aanwezige zuur. In dit geval is dat één H+
per molecuul CH3COOH, dus kun je uit de hoeveelheid toegevoegde OH– (getitreerd uit de
buret) berekenen, hoeveel moleculen CH3COOH er in de gepipetteerde hoeveelheid zaten.
Hiermee kun je terugrekenen wat het gehalte CH3COOH in het oorspronkelijke monster was.
opgave b)
Dit sluit aan bij het laatstgenoemde punt. Je hebt 4,0 g azijnzuur per 100 cm3 . Dit betreft uiteraard de
formele concentratie en niet de evenwichtsconcentratie CH3COOH, ook al liggen deze waarden niet ver
uiteen. Zie voor het begrip “formele concentratie” de uitwerking van opgave 2.1.
Alle moleculen azijnzuur moeten reageren met OH–. Je kunt dus de bruto-hoeveelheid azijnzuur nemen
bij je berekening en dus kun je de formele concentratie gebruiken.
czuur = 40,0 g L–1 (let op: stap 100 cm3 = 100 mL naar 1 L !!). Via de molaire massa van azijnzuur
(60,08 g mol–1) komt dit overeen met [CH3COOH] = 0,666 M. Dit wordt vijfmaal verdund, dus tot 0,133
M. In 10,00 mL (pipet) zit dus 1,33 * 10–3 mol CH3COOH. Dit reageert met evenveel mol OH–
(molverhouding bij opgave a) was immers 1 : 1). Die 1,33 * 10–3 mol OH– komt uit V liter 0,1002 M
natronloog. Het volume V is dan eenvoudig te berekenen:
[X ] in M =
aantal mol
aantal L
ofwel
aantal L =
aantal mol
[ X ] in M
Dit levert V = 13,3 mL (moet eigenlijk in 2 sign. vanwege 4,0 g per 100 cm3).
opgave c)
Bedenk weer wat er aanwezig is! Je in het equivalentiepunt alle CH3COOH omgezet in CH3COO–. Het
acetaation is een zwakke base met Kb = 5,5 * 10–10.
Dus:
• Als je een zwak zuur (pH < 7) met een sterke base titreert, hou je in het eq.punt een oplossing
van de geconjugeerde base over! De pH in het eq. punt ligt dan dus boven de 7!
• Als je een zwakke base (pH > 7) met een sterk zuur titreert, houd je de oplossing over van het
geconjugeerde zuur. De pH in het eq. punt ligt dan dus onder de 7!
• Alleen als je een sterke base met een sterk zuur titreert, is de pH in het eq. punt gelijk aan 7. In
het eq. punt zijn dan geen basische of zure deeltjes aanwezig. Voorbeeld: titratie van zoutzuur met
natronloog. In het eq. punt heb je dan Na+ (aq) en Cl– (aq) over en die hebben geen invloed op de
pH. De pH in het eq. punt is dan dus 7.
Er is hier 1,33 * 10–3 mol van de base CH3COO– ontstaan. Het volume is 10,00 mL (pipet) + 13,3 mL (uit
buret) = 23,3 mL. Bereken zelf dat [CH3COO–] = 5,70 * 10–4 M
Deze CH3COO– reageert als zwakke base en er stelt zich een evenwicht in:
CH3COO– (aq) + H2O (l)
CH3COOH (aq) + OH– (aq)
6
Een klein deel van de acetaationen verdwijnt, zodat [CH3COO–] in evenwicht een fractie lager zal liggen
(vergelijk met de vraag over het HF!). Ook hier kun je prima een (v,t,n)-schema in gaan vullen en de
evenwichtsvoorwaarde vervolgens invullen. Dit levert voor de [OH–] maar één reële waarde (een waarde
die hoger is dan 1 * 10–7 , want het moet immers basisch zijn!). De pOH wordt dan 6,25 en je vindt voor
het eq. punt dus, dat pH = 7,75 .
Opgave 3.3
Kalkaanslag op tegels (CaCO3 (s) ) kan worden verwijderd met behulp van zwavelzuur.
Men neemt 4,0 M zwavelzuur en laat het reageren met de kalkaanslag op een betegeld terras. Het terras
is 40 m2 groot en heeft een gemiddelde aanslag-oppervlaktedichtheid van 3 g m–2.
a) Geef de reactievergelijking van de reactie tussen zwavelzuur en de kalkaanslag.
b) Bereken hoeveel dm3 gas er bij deze reactie maximaal kan ontstaan (standaardomstandigheden).
c) (pittig) Bereken de pH van 4,0 M zwavelzuur (zonder verder gebruik van deze oplossing). Ga er
daarbij vanuit, dat de tweede stap niet sterk is. Gebruik Binastabel 49.
opgave a)
Zwavelzuur is een tweewaardig zuur. Je mocht altijd aannemen, dat beide protolysestappen volledig
verlopen (beide stappen “sterk”), hoewel de tweede stap eigenlijk zwak is (zoek in Binastabel 49 de
Kz-waarde van het zuur HSO4– maar eens op).
Voor de reactie met de base CaCO3 maakt dat niet uit. De tweewaardige base CO32– wordt omgezet in
H2CO3 (aq), dat uiteenvalt in CO2 (g) en H2O. Het gas ontwijkt en de zuur-basereactie is dus sowieso
aflopend.
Je kunt dus vaststellen, dat
2 H3O+ (aq) + CaCO3 (s) → 2 H2O (l) + Ca2+ (aq) + [H2CO3 (aq)]
Met de wetenschap, dat H2CO3 uiteenvalt in CO2 (g) + H2O volgt als eindantwoord, dat
2 H3O+ (aq) + CaCO3 (s) → 3 H2O (l) + Ca2+ (aq) + CO2 (g)
Let op het extra watermolecuul! 2 H2O is de rest van 2 H3O+ en het derde H2O-molecuul komt uit het koolzuurmolecuul.
opgave b)
Je hebt 40 m2 terras met een aanslagdichtheid van 3,0 g m–2. Er is dus, kortom, 120 g vast CaCO3 dat
wegreageert. De molaire massa van CaCO3 is 100,1 g mol–1 (zie Binastabel 98 voor een “snelle waarde”!)
en dus is er 1,199 mol CaCO3 aanwezig. Dit levert (zie reactievergelijking) evenveel mol CO2 (g), dus er
ontstaat 1,199 mol CO2 (g). Via het molaire volume van een gas (Binastabel 7, bij 298 K en p0 geldt
Vm = 2,45 * 10–2 m3 mol–1) is te berekenen, hoeveel ruimte deze 1,199 mol CO2-gas inneemt. Let erop dat
het antwoord gevraagd wordt in dm3 (ofwel liters) en houd hier rekening mee. Je vindt zo een antwoord
van 3 * 101 dm3 CO2-gas (1 sign. vanwege aanslagdichtheid van 3 g m–2 dus 29 dm3 is qua significantie een
fout antwoord!)
opgave c)
Weer een lastige pH-vraag, die rekening moet houden met twee protolysestappen van 4,0 M H2SO4oplossing. En daarbij is de tweede stap nog zwak ook! Een pittige opgave, die toch kan worden geklaard
met een (v,t,n)-schema.
7
De eerste protolysestap is sterk. Uitgaande van 1 liter ontstaat daarbij dus 4,0 mol H3O+ en 4,0 mol
HSO4– . De concentratie H3O+ wordt verder opgevoerd door de ionen H3O+ uit de tweede protolysestap.
[H3O+] zal dus in totaal hoger moeten zijn dan 4,0 mol per liter.
De tweede protolysestap is zwak en daarvoor geldt in evenwicht, dat
K z van HSO4− = 1,0 *10 − 2 =
[ H 3 O + ][ SO42− ]
[ HSO4− ]
Het (v,t,n)-schema voor de tweede protolysestap luidt als volgt (berekend per liter, dus in mol L–1):
concentraties in mol L–1
voor
tijdens
na
H3O+ (aq)
4,0
+x
4,0 + x
Invullen in de evenwichtsvoorwaarde levert
1,0 *10 − 2 =
SO42– (aq)
0
+x
x
HSO4– (aq)
4,0
–x
4,0 – x
(4,0 + x) × x
4,0 − x
Ook dit levert een oplosbare tweedegraadsvergelijking. Los x op en bereken [H3O+] in evenwicht door
4,0 + x te berekenen. Daaruit volgt dan tenslotte de pH.
Ook hier ontstaat slechts één reële waarde van x als oplossing. Dit levert (ga zelf na) dat [H3O+] = 4,0095
en dat pH = -0,60 (2 sign. vanwege zwavelzuurconcentratie van 4,0 M).
Opmerking: je ziet dat de tweede stap bijna geen extra ionen H3O+ oplevert. In de eerste stap is al zoveel H3O+ ontstaan,
dat de tweede protolysestap heel sterk naar links (HSO4–) wordt gedwongen. HSO4– wordt dus stevig tegengewerkt bij het
afgeven van zijn H+.
8