Hello - naskdocs

Zuren en basen in water
Er is veel water op aarde, ongeveer 1,5·1021 kg water op een totale aardmassa van 6,0·1024
kg (Binas tabel 6B). Dit is 1,5·1018 m3 = 1,5·109 km3. Omgerekend komt dit neer op een laag
water van 2,8 km diep over het hele aardoppervlak, veel water dus.
De aarde heeft de juiste afstand tot de zon en ook de grootte van de aarde levert precies
genoeg aantrekkingskracht om een atmosfeer van waterdamp en andere zware gassen vast
te houden.
Ionisatie van water
Water is een bijzondere stof. Zuur en base deeltjes
(H3O+ en OH-) komen er van nature in voor. De reden
hiervoor is het constant vormen en verbreken van
waterstofbruggen. Af en toe leidt dit tot een complete
breuk van een OH binding en tot de vorming van OHen H3O+ deeltjes:
H2O + H2O
OH- + H3O+
Dit wordt de zelf-ionisatie van water genoemd. Deze
deeltjes komen weliswaar in zeer lage concentraties voor, maar het is dus niet zo dat water
van pH=7 helemaal geen zuur of base deeltjes bevat. Het bevat slechts evenveel van beide
en is daarom zuur-base neutraal.
Leven op aarde heeft zich ontwikkeld in aanwezigheid van water en heeft zich hier helemaal
op ingesteld. Zodoende zijn zuur-base reacties een belangrijk onderdeel geworden van de
processen die zich in levende organismen afspelen, bijvoorbeeld voor de werking van
enzymen en aminozuren. Wij zelf bestaan voor 70 massa-procent uit water.
Hoeveel water moleculen dissocieren er?
Een liter water bevat 55 mol H2O moleculen en 10-7 mol H3O+ ionen. Er zijn dus 6·1016 H3O+
ionen tussen 3·1025 H2O moleculen. Dit betekent dat er ongeveer 2 per miljard dissocieren.
Dit is te vergelijken met 14 mensen op de hele wereldbevolking.
Een zuur deeltje kan ook H9 O4+ zijn (zie figuur).
De volgende gegevens zijn bekend
http://www1.lsbu.ac.uk/water/ionis.html

Een H2O molecuul bestaat ongeveer 11 uur bij
298 K en 1 week bij 0oC.

Een H3O+ ion (oxonium-ion) leeft ongeveer 3
ps, ongeveer net zolang als een waterstofbrug.

Het duurt ongeveer 70 microseconden bij 298 K
voordat de paden van een zuur en base deeltje
elkaar weer kruisen en ze tot twee
watermoleculen combineren.
De levensduur van H2O is ongeveer 11 uur; het is dus een zeer zwak zuur want het staat niet
makkelijk een proton af. Als je één molecuul zou volgen dan duurt het gemiddeld 11 uur
voordat zelf-ionisatie optreedt.
De levensduur van een H3O+ deeltje is ongeveer 3 ps; het is dus een zeer sterk zuur, het kan
namelijk zijn proton niet vasthouden en dit proton wandelt door de oplossing. Het kan zelfs
19-7-2017
1
een ander proton zijn dat van H3O+ wordt afgesplitst dan het proton dat er bij is gekomen (elk
van de drie kan vertrekken want ze bevinden zich in equivalente posities in het H3O+ ion)
http://homepages.nyu.edu/~mt33/ionsolv/ionsolv.html.
Bij 298K zijn er dus 3x10-7 H+ in staat om te bewegen, zodat je zou kunnen stellen dat de pH
van een neutrale oplossing bij 298 K eigenlijk –log(3.10-7)=6,5 zou moeten zijn. Dit is een
chemisch diffusie proces (Grotthuss mechanism) en verklaart de ongewoon grote
diffusiesnelheid van het proton in water in vergelijking met andere ionen:
Het hydroxide ion, OH-(aq), gaat via een zelfde soort mechanisme migreren in water:
Na gemiddeld 70·10-6 s wordt dit proces beeindigd door associatie van OH- en H3O+ deeltjes
tot twee water moleculen.
Samengevat: Vier combinatiereacties vinden plaats in water:
H2O + H2O
H2O + H3O+
H2O + OHH3O+ + OHDe eerste, de initiatie reactie, vindt zelden plaats en de vierde, de terminatie reactie dus
ook. De andere twee zijn de propagatiereacties van de protonuitwisseling. Deze vinden zeer
vaak plaats.
Welke afstand legt een proton af voordat het combineert met OH-?
19-7-2017
2
Een H3O+ deeltje leeft ongeveer 3 ps, dus 70·10-6 / 3·10-12 = 23·106 stappen telt dit proces
gemiddeld. Een proton (H+) beweegt zich dus voort langs 23 miljoen (verschillende?) water
moleculen en dan botst op een OH- ion, en is bij elk gedurende ongeveer 3 ps gebleven.
Klopt dat wel?
Er zijn veel meer watermoleculen dan zuur en base deeltjes in zuiver water. Duidelijk is dat
voor een stabiele (constante) concentratie zuur-deeltjes er op elk moment net zoveel moeten
worden gevormd als er verdwijnen. Het is een dynamisch evenwicht.
Er zijn per liter 6.1017 H3O+ zuurdeeltjes die gemiddeld 70 microseconden bestaan.
Er zijn per liter 3.1025 H2O moleculen die gemiddeld 11 uur leven.
Dus de vormings- (en verdwijn-) snelheid = 6. 1017/(70 10-6 ) = 0,9 .1021 zuurdeeltjes per liter
per seconde = 0,001 mol/(L s).
Eveneens: 3.1025/(11x60x60) = 0,9.1021 moleculen worden per liter per seconde gevormd of
vernietigd. Klopt!
De verhouding van de concentraties water/zuurdeeltjes = 1025/1017 = 107 is gelijk aan de
verhouding van de levensduren van de deeltjes; water leeft namelijk 107 keer langer.
Hoe vaak komt een watermolecuul in contact met een passerend proton
Als er 1017 zuurdeeltjes per liter zijn die elke 3 ps een watermolecuul aandoen dan zijn er in
totaal 3.1029 proton overdrachten per seconde. Er 1025 water moleculen per liter, dus elk
watermolecuul ontvangt en verliest meer dan 10000x per seconde een proton. Echter het
bezit elk proton maar 3 ps dus dit is dan nog maar 10000x3.10-12 = 10-9 = 10-7 % = 0,1 ppm
van de tijd.
De pH en de pOH
Het is een logarithmische schaal om de echte concentraties van de zuur en base deeltjes
mee uit te drukken. In het kort, als de pH 1 eenheid stijgt dan neemt de concentratie van de
zuurdeeltjes met een factor 10 af. Hele lage en hele grote concentraties kunnen dus op een
logarithmische schaal gelijktijdig worden afgebeeld in een diagram.
Definitie:
pH = -10log c = 0,1log c = 10log 1/c.
Omgekeerd kun je bij elke pH de concentratie uitrekenen:
c = 10-pH = (10-1)pH = 0,1pH
De pH zegt iets over de grootte-orde van de zuur concentratie. Je kunt zo ook de pOH of de
pCl van bijvoorbeeld zeewater definieren. De geluidssterkte wordt ook op een logarithmische
schaal uitgedrukt (decibel) en de sterkte van de wind (schaal van Beaufort) en van
aardbevingen (schaal van Richter) ook.
Net zoals de geluidssterkte 2 keer zo groot wordt als je er 3 decibel (=0,3 Bel) bij telt zo
wordt de zuurconcentratie 2 keer zo groot als de pH 0,3 eenheden daalt.
Je kunt ook zeggen dat pH=7 betekent dat in 107 (10 miljoen) liter water 1 mol zuurdeeltjes
zitten, dan zie je het als de grootte-orde van de molaire volume van het zuurdeeltje. Dus als
pH=-1 dan zit 1 mol in 0,1 liter oplossing.
Het is handig om de pH uit te rekenen met behulp van het regel log(ab) = log a + log b
aangezien de concentratie vaak wordt geschreven in wetenschappelijke notatie, bijvoorbeeld
19-7-2017
3
4,0·10-2 mol/L. De pH = - ( log(4,0) - 2 ) = - log 4 +2. Zo hoef je minder in te typen op je
rekenmachine en is de kans op typefouten kleiner.
19-7-2017
4
Het verband tussen pH en pOH
Hoe groot is de som van pH en pOH van 0,010 M zoutzuur ?
pH + pOH = ................
Deze som blijkt dus gelijk te zijn aan de pKw waarde die ook in BINAS tabel 50A te vinden is.
Voor alle oplossingen bij elke temperatuur geldt dus pH + pOH = ..............
Maak nu onderstaande tabel af:
PH
pOH
pKw 14
Kw
H+
OH-
14
14
2
3
14
14
4
10
14
5
9
14
6
8
14
7
8
7
6
14 14
1014
107
107
9
5
14
10
4
14
11
12
13
14
14
14
14
14
15
-1
14
Nauwkeurigheidsregels
Het aantal significante cijfers in de concentratie = het aantal decimalen in de pH
Voorbeeld:
c = 4,0 · 10-2  pH= 1,40
c = 4 · 10-2
 pH=1,4
De zuur en base sterkte
HZ + H2O
Z- + H3O+
 Z     H 3O  
 Z     H 3O  
K
 K z  K   H 2O  
 HZ    H 2O 
 HZ 
De waterconcentratie wordt in de K opgenomen omdat de waterconcentratie nagenoeg
constant is.
Zuursterkte: Kz (of pKz = -log(Kz))
Basesterkte: Kb (of pKb = -log(Kb))
Hoe groter Kz, hoe groter de zuursterkte
Hoe groter Kb, hoe groter de basesterkte
Let op
Hoe groter pKz, hoe zwakker zuur (i.v.m. de min log).
Hoe kleiner pKz, hoe sterker zuur.
Hiermee wordt elk zuur vergeleken met de zuursterkte van H3O+.
Sterke zuren zijn zuren sterker dan H3O+.
Voorbeelden zijn: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4 (eerste ionisatie), HClO4 (Binas tabel 49).
Net zo is de basesterkte vergeleken met de basesterkte van gehydrateerde hydroxide ionen:
Sterke basen zijn: NaOH, S2-, O2-
19-7-2017
5
Sterke zuren dissociëren vrijwel volledig in water. Voorbeeld: HBr + H2O
Br- + H3O+
We zeggen daarom ook wel: H3O+ is het sterkste zuur in water
Er is dus een nivellerend effect van het oplosmiddel water. Alle sterke zuren dissocieren
nagenoeg 100% in water. Om toch een onderscheid in hun zuursterkte te kunnen maken
moet je deze zuren niet in water maar in een zwak zuur oplossen, bijvoorbeeld azijnzuur.
Dissociatie verloopt dan minder omdat het oplosmiddel minder makkelijk een proton
accepteert. Allen de echt sterke zuren zullen dan nog voor bijna 100% dissocieren. Je zou
voor elk oplosmiddel een soort tabel 49 kunnen maken.
De sterkste base die in water kan bestaan is OH-, sterkere basen worden door reactie met
water hierin omgezet. Hierdoor kan in water geen onderscheid worden gemaakt tussen de
sterkte van sterke basen. In gesmolten Na2O is het oxide ion de sterkste base.
Algemeen:
ZUUR(1)
+
BASE(2)
BASE(1)
+
ZUUR(2)
Zuur/base koppels in water:
Een sterk zuur levert een heel zwakke geconjugeerge base op.
Een sterke base levert een heel zwak geconjugeerd zuur op.
Een zwak zuur levert een zwakke geconjugeerd base op.
Een zwakke base levert een zwak geconjugeerd zuur op.
Speciaal voorbeeld: het water-evenwicht
H2O + H2O
OH- + H3O+
OH     H 3O  
2
K
 K  H 2O   K w  OH     H 3O  
2
 H 2O 
Hoe groot is nu de pH waarde van neutraal water bij 100 oC?
.................................................................................................................................................
Eenvoudig volgt: K z  Kb  K w aangezien:
 Z     H 3O    HZ   OH  
K z  Kb 

  H 3O    OH    K w  pK z  pKb  pK w
 Z  
 HZ 
Zuur en base sterkte voor paren zijn dus makkelijk in elkaar om te rekenen, in tabel 49 staan
beide al. Ga na hoe dit werkt.
Amfolieten; zuren en basen ineen
Heeft dus H en is vaak negatief zodat er een proton makkelijk kan worden opgenomen:
HCO3HPO42H2PO4-
19-7-2017
6
H2O
19-7-2017
7
De reactie tussen een sterk zuur (of base) en een zwakke base (of zuur) is altijd aflopend.
Bij de reactie tussen een zwak zuur en base stelt zich een evenwicht in en de reactie
verloopt noemenswaardig als de base onder het zuur staat in tabel 49.
Tabel 49 schematisch gezien:
Sterke
zuren
+
H3O
H2O
Geen reactie
met water of
andere zuren
Aflopend
Zwakke
zuren
Zwakke
basen
Evenwicht
–
H2O
OH
Geen reactie
met water of
andere basen
Sterke
basen
Reactie tussen
Zwak zuur
Sterk zuur
Zwakke base
Evenwicht
Aflopend
Sterke base
Aflopend
Aflopend
De invloed van de temperatuur
Is een warme oplossing bij pH =7 zuur-base neutraal?
Dat hangt af van de temperatuur. Bij 298 K wel, maar bij hogere temp is er meer zelfionisatie
en dan is bij pH=7 de oplossing nog steeds een beetje zuur! De oplossing is dan pas bij
pH>7 neutraal. Zie BINAS Tabel 50A.
19-7-2017
8
De pH van oplossingen van sterke zuren in water
Tenzij de oplossing van het sterke zuur dus heel erg verdund is mag je gewoon de
concentratie van zuurdeeltjes gelijk stellen aan de molariteit van de oplossing:
 H 3O    M HZ  pH  pM HZ
Invloed van waterdissociatie
Als de oplossing sterk verdund is (MHZ<10-6 M):
Kw
H3O    MHZ  OH    MHZ 
H3O  
2
 H3O    MHZ  H3O    Kw  0  H3O   
MHZ  MHZ 2  4  Kw
2
 MHZ
De pH van oplossingen van zwakke zuren in water:
HZ(aq)  H2O(l)
Z-(aq)  H3O(aq)
Als je de waterdissociatie verwaarloosd, dit is vrijwel altijd zo, behalve in heel verdunde
oplossingen en/of met zeer zwakke zuren:
 H 3O     Z  
Kz 
 HZ 
met
 HZ   M HZ   Z  
 H 3O     Z  
geeft
2
 H 3O  
 K z  K z 2  4  K z  M HZ

Kz 
  H 3O  
2
M HZ   H 3O  
Als je ook nog benaderd voor kleine Kz en grote MHZ (H3O+<<MHZ) dus [HZ]=MHZ invullen in
de berekening hoerboven kan dit verder benaderd worden tot
2
 H 3O  
2
pK z  pM HZ
Kz 
  H 3O    K z  M HZ  0   H 3O    K z  M HZ  pH 
M HZ
2
In de praktijk blijkt dat dit mag als Kz/MHZ < 0,01 is.
19-7-2017
9
Vergelijken van beide formules levert voor mierezuur (Kz=0,00018):
Molariteit
MHZ =
[HZ]=MHZ - [Z-]
[HZ]=MHZ
+
H3O <<MHZ
1
0,3
0,1
0,03
0,01
0,003
0,001 0,0003 0,0001
[H3O+] =
pH =
13,33
1,88
7,26
2,14
4,15
2,38
2,24
2,65
1,25
2,90
0,65
3,19
0,34
3,46
0,16
3,80
0,07
4,15
[H3O+] =
pH =
13,42
1,87
7,35
2,13
4,24
2,37
2,32
2,63
1,34
2,87
0,73
3,13
0,42
3,37
0,23
3,63
0,13
3,87
De benadering is dus toegestaan als Kz/MHZ < 0,01 is.
Invloed van waterdissociatie
In erg verdunde oplossingen of als je een heel zwak zuur hebt moet je ook nog rekening
houden met de bijdrage van de waterdissociatie aan de concentratie van de zuurdeeltjes:
 H 3O     Z  
Kz 
 HZ 
met
 HZ   M HZ   Z  
 H 3O     Z    OH  
geeft

Kw 







H
O

H
O

3
3

 
  H O   
 H 3O     H 3O    OH  
 3 

Kz 



Kw
M HZ   H 3O   OH 
M HZ   H 3O   
 H 3O  


K 

x  x  w 
x 

Kz 
K
M HZ  x  w
x
KwKz
x
3
2
x  K z x  ( K w  K z M HZ ) x  K w K z  0
x 2  K w  K z M HZ  K z x 
Numeriek oplossen (EXCEL)
19-7-2017
10
Verdunnen van een oplossing van een zwak zuur
Voorbeeld HCOOH Kz=0,00018 pH=3,60
1 Als je de pH weet en de Kz moet je eerst de molariteit berekenen
2 Verdun
3 Bereken met de nieuwe molariteit de nieuwe pH
2
 H 3O  
Kz 
M HZ   H 3O  
2
 M HZ
 H 3O  
102 pH


  H 3O  
 10 pH
Kz
Kz
 K z  K z 2  4  K z  M HZ
  H 3O  
2

De resultaten voor verdunning van 2x en 10 x zijn pH=3,80 en pH=4,32.
Belangrijk is om te beseffen dat het evenwicht verschuift naar de kant van meer dissociatie
bij verdunnen. Hierdoor stijgt de pH dus minder dan je zou kunnen verwachten als het een
oplossing van een sterk zuur was, dat reeds 100% gedissocieerd is en niet verder kan
dissocieren.
Extra: Reactie van een zwak zuur met een zwakke base
100 mL HF oplossing (0,1 M) en 100 mL NaCH3COO oplossing (0,1 M).
Wat wordt de pH?
-
+
HF(aq) + H2O(l)

F (aq) + H3O
CH3COO (aq)
+ H2O(l)

CH3COOH(aq) + OH (aq)
-

F (aq) + CH3COOH(aq)
HF(aq) + CH3COO (aq)
(aq)
-
+
-
HF is sterker zuur dan CH3COOH dus de oplossing wordt zuur (pH<7), zodat een groot deel
+
van het HF splitst door de aanwezigheid van de base maar daarbij worden niet direct H3O
deeltjes gevormd. Een deel van het ontstane CH3COOH zal wel splitsen, waardoor de
oplossing zuur wordt. Je kunt van te voren al zeggen dat de oplossing minder zuur wordt dan
als je alleen HF in water doet want er is een base bij nu. De pH is dus boven de pH van het
zwakke zuur (2,26) en onder de 7.
We moeten de volgende set van vijf vergelijkingen met vijf onbekende concentraties
oplossen (het waterevenwicht laten we buiten beschouwing, dus geen hydroxide ionen):
19-7-2017
11
 F     H 3O  
Kz 
 6,3 104
HF
 
 H 3O    CH 3COO  
Kz  
 1,8 105
CH 3COOH 
en
 HF   M HF   F  
CH 3COOH   M CH COOH  CH 3COO  
 H 3O     F    CH 3COOH 
3
We kunnen combineren:
 F    CH 3COOH   F     H 3O  
K z , HF
CH 3COOH 
6,3 104
K




 35
 H 3O    CH 3COO   K z ,CH3COOH 1,8 105
 HF 
 HF   CH 3COO  
HF flink sterker dan CH3COOH dus evenwicht rechts.
We berekenen de ontstane azijnzuur concentratie onder de aanname dat:
H3O    CH3COOH  zodat F    CH3COOH   H3O    CH3COOH   y
y2
 35  y 2  3,5  y  35  0, 052  0
2
(0, 05  y )
3,5  3,52  4  34  35  0, 052
 y1 
 0, 04277
2  34
(y 2 =0,06017 kan niet)
en vullen die in:
 H 3O    CH 3COO    H 3O    (0, 05  0, 04277)

 1,8 105
0, 04277
CH 3COOH 
0, 04277 1,8 105
 H 3O   
 10,548 105  pH  3,97
0, 05  0, 04277
We hebben alle vijf vergelijkingen gebruikt en een aanname gedaan.
Check de aanname:
 H 3O    10,548 105 mol/l  10,548 105
 0, 25%

CH3COOH   0,04277 mol/l 0,04277
Als de aanname niet mag dan oplossen:
19-7-2017
12
( x  y)  y

1,8 105  y
 35
(
 y)  y
(0, 05  x  y )  (0, 05  y )
0, 05  y

 35

5
1,8

10

y
x  (0, 05  y )
 (0, 05 
 y )  (0, 05  y )
 1,8 105

0, 05  y
y
dit geeft een derde graads vergelijking met wortels:
y= 0,04271751861, 0,05001777618, 0,06022388168 (MAPLE)
waarvan alleen de eerste betekenis heeft.
Dit geeft 10,55842499 10–5 mol/l dus pH=3,9764
Het spreadsheet programma CURTIPOT geeft ook 3,97.
Alles bij elkaar:
H3O    0,000106 mol/l (verwaarloosbaar t.o.v. CH3COOH )
HF   0,007 mol/l
F    0.043 mol/l
CH3COO   =0.007 mol/l
CH3COOH   0,043 mol/l
We hebben steeds de waterdissociatie verwaarloosd.
Titraties
Kwantitatieve analyse, dus: hoeveel stof zit er in?
Idee: als ik weet hoeveel ik van A heb en ik weet hoeveel A met B reageert
weet ik ook hoeveel B ik heb! (Ik gebruik een sterk zuur of een sterke base om zeker te zijn
dat de reactie aflopend is.)
Voorbeeld
Voor de titratie van 25 mL zoutzuur is 10 mL 0,01 M NaOH nodig. Bereken M HCl
10 mL 0,1 M NaOH = 0,1 mmol NaOH
NaOH + HCl à Na+ + Cl- + H2O
1
:
1
Dan heb ik ook 0,1 mmol HCl gehad, 0,1 mmol / 25 mL = 4 mol/L
19-7-2017
13
Titratie van 0,1 M ammonia met 0,1 M zoutzuur
12,0
10,0
pH
8,0
6,0
4,0
2,0
0,0
0,0
10,0
20,0
30,0
40,0
50,0
60,0
Volume of titrant (mL)
Titratie van 0,1 M azijnzuur met 0,1 M natronloog
14,0
12,0
10,0
pH
8,0
6,0
4,0
2,0
0,0
0,0
10,0
20,0
30,0
40,0
50,0
60,0
Volume of titrant (mL)
19-7-2017
14
Buffers
Om bufferoplossingen te maken die bij elke willekeurige pH een bufferende werking hebben
maken we gebruik van buffermengsels. Dit zijn mengsels van een zwak zuur en
bijbehorende geconjugeerde base. In een ideaal buffermengsel is de verhouding zwak zuur :
geconjugeerde base = 1 : 1.
Een ideaal buffermengsel is bijvoorbeeld een oplossing van 0,10 M NH4Cl en 0,10 M
ammonia (NH3-oplossing)
Bereken de pH van dit buffermengsel. (aanwijzing: in de evenwichtsvoorwaarde van het
zwakke zuur NH4+ komen zowel de [NH4+ ] als de [NH3 ] voor)
....................................................................................................................................................
....................................................................................................................................................
Voor een ideaal buffermengsel HZ/Z– (1 : 1) geldt dat de pH = pKz.
Uit de evenwichtsvoorwaarde van het zwakke zuur HZ volgt dat [ H3O+ ] = Kz . [ HZ ] / [Z– ]
de pH van een buffermengsel is dan pH = pKz – log [ HZ ] / [Z– ]
Wanneer nu 50 % van het aanwezige zwakke zuur HZ door een reactie met toegevoegde
base volledig wordt omgezet in de geconjugeerde base Z–, dan wordt de verhouding [ HZ ] /
[Z– ] = 0,5 / 1,5 = 1/3
De pH verandering die dan zal optreden is – log 0,33 = 0,5.
Hetzelfde geldt als 50 % van de aanwezige zwakke base Z– door een reactie met een zuur
wordt omgezet in het zwakke zuur HZ. De verhouding [ HZ ] / [Z– ] = 1,5/0,5 = 3.
De pH verandering is dan – log 3 = – 0,5.
Bij verdunnen van een buffermengsel zal de verhouding [ HZ ] / [Z– ] zelfs helemaal niet
veranderen, zodat de pH hetzelfde blijft. Dit geldt natuurlijk niet voor zeer grote
verdunningen, want de pH zal dan altijd naar 7 naderen.
Voorbeeld: Een bekend buffermengsel is bloed.
De pH van bloed is ongeveer 7,4 en mag niet meer dan 0,3 pH-eenheden veranderen. In
bloed komen verschillende buffermengsels voor, o.a. het buffermengsel H2PO4– / HPO42–
Bereken de verhouding waarin deze ionen in bloed voorkomen.
....................................................................................................................................................
............................................................................................................................................
……………………………………………………………………………………………………………
De concentratie van HPO42– ionen in bloed bedraagt ongeveer 0,010 mol/L.
Hoe groot is dan de concentratie van H2PO4– ionen in het bloed ?
....................................................................................................................................................
19-7-2017
15
Normaal is de [CO2] in bloed ongeveer 0,003 mol/L. Door een flinke inspanning (bijvoorbeeld
hardlopen) komt er gedurende enige tijd 0,003 mol CO2 per liter bloed bij. Hierdoor zal de pH
van het bloed flink kunnen dalen, ware het niet dat het buffermengsel H2PO4– / HPO42– er
voor zorgt dat de pH redelijk gelijk blijft.
De reactie waarbij het teveel aan CO2 wordt weggenomen is:
..............................................................................
Bereken nu de pH verandering die zal optreden.
....................................................................................................................................................
....................................................................................................................................................
....................................................................................................................................................
…………………………………………………………………………………………………………
Het maken van een buffermengsel.
Als voorbeeld nemen we buffermengsel CH3COOH/CH3COO–, waarvan de pH = 5,00 moet
worden.
Er zijn drie manieren om een buffermengsel te maken.
1. Meng het zuur en de geconjugeerde base in de juiste verhouding.
Welke stoffen moet je dan welke molverhouding met elkaar mengen ?
..............................................................................................................................................
..............................................................................................................................................
………………………………………………………………………………………………………
2. Door een gepaste hoeveelheid NaOH toe te voegen aan een oplossing van het zwakke
zuur CH3COOH.
In welke molverhouding moet je dan NaOH en CH3COOH met elkaar mengen ?
..............................................................................................................................................
..............................................................................................................................................
……………………………………………………………………………………………………
3. Door een gepaste hoeveelheid sterk zuur (ga uit van H3O+) aan een oplossing van
NaCH3COO toe te voegen.
In welke molverhouding moet je dan sterk zuur en NaCH3COO met elkaar mengen ?
..............................................................................................................................................
..............................................................................................................................................
…………………………………………………………………………………………………
19-7-2017
16
Extra oefening
Maak 1 Liter 0,10 M bufferoplossing van pH = 7,40 voor biologische doeleinden.
a Welk zuur/base koppel kies je hiervoor? (dus wat is HZ/Z-)
b Je hebt beschikking over een 0,10 M oplossing van het zuur HZ en een 0,10 M oplossing
van de geconjugeerde base (Z-). Hoeveel mL heb je dan van elk van deze oplossingen
nodig om 1 liter bufferoplossing van pH = 7,40 te maken?
c Stel je hebt alleen de beschikking over 0,20 M oplossing van het zuur HZ en 0,20 M
NaOH oplossing. Hoeveel mL heb je dan van elk van deze oplossingen nodig om 1 liter
bufferoplossing te maken van pH = 7,40 die bovendien 0,10 M is aan HZ+Z- ?
Uitwerking
a Een geschikte buffer moet hierbij voldoen aan twee voorwaarden:
6,40 < pKz < 8,40 om goed te bufferen bij pH = 7,40
voor biologische doeleinden mogen het zuur en/of de base niet giftig zijn.
In BINAS 48 voldoet van de mogelijkheden van HCrO4- t/m Cu(H2O)62+ alleen het koppel
H2PO4- / HPO42- met pKz = 7,21. Alle andere zijn giftig of geven tevens redoxreacties die
biologische systemen kapotmaken, zoals bv. H2AsO4- (dat arseen bevat) en HClO dat in
bleekwater voor komt en een oxidator is.
b
Bepaal de verhouding H2PO4- : HPO42- met de formule voor Kz of pKz:
[HPO42-]
pH = pKz + log -----------  7,40 = 7,21 + log (……)
[H2PO4-]
of log (…) = 0,19  [HPO42- ] : [H2PO4-] = 1,55
Stel je hebt om 1 liter bufferoplossing te maken nodig:
A mL 0,10 M NaH2PO4 oplossing + B mL 0,10 M Na2HPO4 oplossing dan geldt:
A + B = 1000 en B/A = 1,55 (immers beide oplossingen zijn in dit geval even sterk, dus
volume verhouding is molverhouding).
Vul in B = 1000 – A in de tweede vergelijking, dan is (1000 – A) / A = 1,55 
1000 – A = 1,55*A  1000 = 2,55 A  A = 1000 / 2,55 = 392 mL
dus is B = 1000 – A = 608 mL
Je hebt dus 392 mL 0,10 M NaH2PO4 oplossing en 608 mL 0,10 M Na2HPO4 oplossing nodig
om 1 L 0,10 M fosfaatbuffer van pH = 7,4 te maken.
c
Je hebt nu alleen 0,20 M NaH2PO4 oplossing en 0,20 M NaOH oplossing. Je kunt HPO42maken door de volgende reactie met ondermaat natronloog te laten verlopen:
H2PO4- + OH-  HPO42- + H2O
Om een eindconcentratie 0,10 M fosfaat te krijgen moet de 0,20 M NaH2PO4 oplossing 1 : 1
verdund worden. Om 1 Liter te krijgen moet je dus eerst
0,500 L 0,2 M NaH2PO4 oplossing in een 1 Liter maatkolf doen.
Voeg hierna de benodigde hoeveelheid 0,20 M NaOH oplossing toe, stel x Liter.
19-7-2017
17
Vul daarna aan met water tot de maatstreep en de oplossing is 0,10 M aan fosfaat
geworden. (totaal fosfaat is de hoeveelheden H2PO4- + HPO42- samen).
Hoe bereken je x?
0,500 L 0,20 M NaH2PO4 oplossing = 0,10 mol H2PO4x Liter 0,20 M NaOH oplossing = 0,20.x mol OHMaak een schema:
H2PO4+ OH
HPO42+ H2O
Begin: 0,10
0,20.x
Omgezet.
-0,20.x
-0,20.x
+0,20.x
-------------------------------------------------------------------------------------------------------- +
Evenwicht: 0,10 – 0,20.x
0,20.x
Om een pH = 7,40 te verkrijgen geldt ook hier de eis:
[HPO42-]
----------- = 1,55
[H2PO4-]
0,20.x
= --------------- 0,155 – 0,310.x = 0,20
0,10 – 0,20.x
of 0,155 = 0,510.x  x = 0,304 L (eigenlijk afronden tot 0,30 L)
Je maakt de buffer dus als volgt: Doe in een 1 L maatkolf:
500 mL 0,20 M Na2HPO4 oplossing
304 mL 0,20 NaOH oplossing
en vul aan tot de maatstreep met gedestilleerd water (196 mL) dan heb je 1 L 0,1 M
fosfaatbuffer pH = 7,40 (meet maar na met een geijkte pH-meter).
Dit was een voorbeeld uit de praktijk voor analisten in medische laboratoria die vaak
fosfaatbuffers moeten maken voor fysiologisch zout (Phosphate based saline PBS =
fosfaatbuffer met pH = 7,4 aangevuld met NaCl).
19-7-2017
18