Buffert
Hej! Behöver hjälp!
NH4+/NH3-buffert: 1 ml av en lösning som innehåller 0,1 M ska göras ammoniakalisk (pH≈9). Hur mycket 1 M NH3 ska tillsättas?
Eftersom det är en buffert tänkte jag att man kunde använda Henderson-Hasselbalch-ekvationen, men vet inte hur jag ska bära mig åt för att ta hänsyn till perklorsyran?
villsovaa skrev:Hej! Behöver hjälp!
NH4+/NH3-buffert: 1 ml av en lösning som innehåller 0,1 M ska göras ammoniakalisk (pH≈9). Hur mycket 1 M NH3 ska tillsättas?
Eftersom det är en buffert tänkte jag att man kunde använda Henderson-Hasselbalch-ekvationen, men vet inte hur jag ska bära mig åt för att ta hänsyn till perklorsyran?
Använd dig av att pKa är det pHvärde där man har tillsatt hälften så mycket bas som vid ekvivalenspunkten. Eftersom pKa för ammoniumjonen är 9,25 (om jag inte minns helt fel) så vill du hamna ganska nära pKa.
Smaragdalena skrev:villsovaa skrev:Hej! Behöver hjälp!
NH4+/NH3-buffert: 1 ml av en lösning som innehåller 0,1 M ska göras ammoniakalisk (pH≈9). Hur mycket 1 M NH3 ska tillsättas?
Eftersom det är en buffert tänkte jag att man kunde använda Henderson-Hasselbalch-ekvationen, men vet inte hur jag ska bära mig åt för att ta hänsyn till perklorsyran?
Använd dig av att pKa är det pHvärde där man har tillsatt hälften så mycket bas som vid ekvivalenspunkten. Eftersom pKa för ammoniumjonen är 9,25 (om jag inte minns helt fel) så vill du hamna ganska nära pKa.
nej nu måste du förklara mer ingående för jag hänger inte alls med!
jag vet redan vad pKa är. Jag har önskat pH, pKa och konc av NH3. Vet dock inte hur jag ska svara på själva uppgiften, dvs förstår inte vad detta har med perklorsyran att göra!
- Ha reda på hur stor volym NH3 som behövs för att det skall vara ekvivalent mängs bas som syra
- Häll i hälften så stor volym NH3, så får du en buffert vars pH = pKa för ammoniumjonen, d v s 9,25
Vill du ha ett värde ännu närmare pH = 9 kan du räkna med buffertformeln.
Smaragdalena skrev:
- Ha reda på hur stor volym NH3 som behövs för att det skall vara ekvivalent mängs bas som syra
- Häll i hälften så stor volym NH3, så får du en buffert vars pH = pKa för ammoniumjonen, d v s 9,25
Vill du ha ett värde ännu närmare pH = 9 kan du räkna med buffertformeln.
På steg 1: Hur ska jag veta det?
På steg 2: Varför är det så? Var kommer perklorsyran in i bilden?
1. Repetera Ke1: c1v1= c2v2 Ekvivalenspunkten är ju när man blandat ekvivalenta mängder av syra och bas.
2. Enligt definitionen av pKa. Skriv uttrycket för Ka för att övertyga dig om detta. Behöver du hjälp med att göra detta?
Perklorsyra är en stark syra, så egentligen kan man omformulera frågan såhär:
"NH4+/NH3-buffert: 1 ml av en lösning som innehåller 0,1 M vätejoner ska göras ammoniakalisk (pH≈9). Hur mycket 1 M NH3 ska tillsättas?"
Det är alltså inte viktigt att det är just perklorsyra. Blir uppgiften mer begriplig med den informationen?
Teraeagle skrev:Perklorsyra är en stark syra, så egentligen kan man omformulera frågan såhär:
"NH4+/NH3-buffert: 1 ml av en lösning som innehåller 0,1 M vätejoner ska göras ammoniakalisk (pH≈9). Hur mycket 1 M NH3 ska tillsättas?"
Det är alltså inte viktigt att det är just perklorsyra. Blir uppgiften mer begriplig med den informationen?
Ok så här:
det ger att vätejonkonc. motsvarar pH = -log(0,1) = 1.
Hur går jag vidare ifrån det?
När du tillsätter ammoniak kommer det reagera med vätejonerna och bilda ammonium enligt jämvikten
Enklast är att rita en jämviktstabell där du för in startkoncentrationer, hur mycket koncentrationerna ändras och vad de är vid jämvikt.
Teraeagle skrev:När du tillsätter ammoniak kommer det reagera med vätejonerna och bilda ammonium enligt jämvikten
Enklast är att rita en jämviktstabell där du för in startkoncentrationer, hur mycket koncentrationerna ändras och vad de är vid jämvikt.
Då får jag
NH3+ H+ ⇌ NH4+
t=0: 1 0.1 0
jämv: 1-x 0.1-x x
K = 10^9.26 = x/(1-x)(0.1-x)
vilket inte kan lösas när jag matar in det i programmet.
Sen, om det låt oss säga hade gått att lösa, hur vet jag att detta ger pH = 9?
Hur kom du fram till att NH3 hade startkoncentrationen 1 mol/dm3? Som du har formulerat uppgiften är den snarare 0.
Jag ska justera mitt tidigare svar lite, för det är bättre att vända på jämvikten:
Anledningen till det är att jämviktskonstanten då motsvarar pKa för ammoniumjonen, vilket blir en lite enklare beräkning.
Sen vet du faktiskt vad koncentrationen av H+ är vid jämvikt eftersom du vet pH vid jämvikt, dvs koncentrationen är 10-9 mol/dm3.
Kallar man tillförd mängd ammoniak för x så kan man skriva tabellen som:
| NH4+ | NH3 | H+ | |
| Start | 0 | 0 | 0,1 |
| Ändring | +0,1 | +x-0,1 | -0,1 (cirka) |
| Jämvikt | 0,1 | x-0,1 | 10-9 |
Teraeagle skrev:Hur kom du fram till att NH3 hade startkoncentrationen 1 mol/dm3? Som du har formulerat uppgiften är den snarare 0.
Jag ska justera mitt tidigare svar lite, för det är bättre att vända på jämvikten:
Anledningen till det är att jämviktskonstanten då motsvarar pKa för ammoniumjonen, vilket blir en lite enklare beräkning.
Sen vet du faktiskt vad koncentrationen av H+ är vid jämvikt eftersom du vet pH vid jämvikt, dvs koncentrationen är 10-9 mol/dm3.
Kallar man tillförd mängd ammoniak för x så kan man skriva tabellen som:
NH4+ NH3 H+ Start 0 0 0,1 Ändring +0,1 +x-0,1 -0,1 (cirka) Jämvikt 0,1 x-0,1 10-9
Jag tycker för det första att konc av NH3 vid start i så fall ska vara x och inte noll. Du adderar ju NH3.
För det andra:
okej men nu får jag att x = 0,15 M och att konc av NH3 blir 0,15-0,1 = 0,05 M.
Rätt svar ska vara 0,2 ml. och det kan ju inte fås från denna koncentration. Så förstår inte riktigt vad som sker.
"Start" avser koncentrationen av NH3 i provet innan du har tillsatt NH3-lösningen, då finns det ingen NH3 i provet och koncentrationen är 0.
Uppställningen enligt min tabell blir
med lösningen x=0,156 mol/dm3. Det är alltså vad koncentrationen av ammoniak behöver vara innan man "startar tiden" och låter jämvikten ställa in sig, dvs när koncentrationen sjunker med 0,1 mol/dm3. För att få 0,156 mol/dm3 ammoniak från en 1 M-lösning använder man formeln i Smaragdalenas inlägg #6 och kommer då fram till att det krävs 0,156 ml, vilket avrundas till 0,2 ml.
Observera att man i denna lösning antar att volymen inte ändras nämnvärt när man tillför ammoniaklösningen. Eftersom svaret blev 0,2 ml innebär det att volymen ökar med 20%, men det är ett tillräckligt bra antagande för att man ändå ska komma fram till rätt svar.
Teraeagle skrev:"Start" avser koncentrationen av NH3 i provet innan du har tillsatt NH3-lösningen, då finns det ingen NH3 i provet och koncentrationen är 0.
Uppställningen enligt min tabell blir
med lösningen x=0,156 mol/dm3. Det är alltså vad koncentrationen av ammoniak behöver vara innan man "startar tiden" och låter jämvikten ställa in sig, dvs när koncentrationen sjunker med 0,1 mol/dm3. För att få 0,156 mol/dm3 ammoniak från en 1 M-lösning använder man formeln i Smaragdalenas inlägg #6 och kommer då fram till att det krävs 0,156 ml, vilket avrundas till 0,2 ml.
Observera att man i denna lösning antar att volymen inte ändras nämnvärt när man tillför ammoniaklösningen. Eftersom svaret blev 0,2 ml innebär det att volymen ökar med 20%, men det är ett tillräckligt bra antagande för att man ändå ska komma fram till rätt svar.
Förlåt nu är jag jobbig men jag har en sista fråga, för det är något som jag konceptuellt inte förstår. Du säger att "med lösningen x=0,156 mol/dm3. Det är alltså vad koncentrationen av ammoniak behöver vara innan man "startar tiden"" men var inte koncentrationen 1 M innan vi startar? Försöker liksom förstå det teoretiskt men detta innebär att vi måste späda lösningen innan vilket jag inte tror stämmer?
Det finns två lösningar: En lösning med perklorsyra och en lösning med ammoniak. Jag syftar på lösningen av perklorsyra, där det inte finns någon ammoniak.
Teraeagle skrev:Det finns två lösningar: En lösning med perklorsyra och en lösning med ammoniak. Jag syftar på lösningen av perklorsyra, där det inte finns någon ammoniak.
Okej tack snälla för hjälpen och tålamodet!
