Hoofdstuk 16 Zuur-base evenwichten en oplosbaarheid PDF

H2O(l) + CO2(g)+ CaCO3 (s) Hoofdstuk 16: Zuur-Base Evenwichten en Oplosbaarheid Chemie Ca2+(aq) + 2 HCO3-(aq) Chemistry in Action Buffersystemen aanwezig in het bloed Hoe worden eierschalen gevormd? 2 Chemie 16.1 Het gemeenschappelijk ioneffect Gemeenschappelijk ion effect = verschuiving di...

H2O(l) + CO2(g)+ CaCO3 (s) Hoofdstuk 16: Zuur-Base Evenwichten en Oplosbaarheid Chemie Ca2+(aq) + 2 HCO3-(aq) Chemistry in Action Buffersystemen aanwezig in het bloed Hoe worden eierschalen gevormd? 2 Chemie 16.1 Het gemeenschappelijk ioneffect Gemeenschappelijk ion effect = verschuiving dissociatie-evenwicht van ionische verbinding in water t.g.v. toevoegen verbinding die zelfde ion bevat als reeds aanwezige verbinding in de oplossing het dissociatie-evenwicht van de reeds aanwezige verbinding verschuift naar links (Le Châtelier) Voorbeeld: azijnzuur met natriumacetaat CH3COOH (aq) H+ (aq) + CH3COO- (aq) CH3COONa (s) Na+ (aq) + CH3COO- (aq) Gemeenschappelijk ion Concentratie toegevoegd CH3COO- (M) Aanwezigheid gemeenschappelijk ion onderdrukt ionisatie van zwak zuur of zwakke base. 3 Chemie 16.1 Het gemeenschappelijk ioneffect Oefening 1: Bereken de pH a) van een oplossing die 0.30 M is in HCOOH b) van een oplossing die 0.30 M is in HCOOH en 0.52 M is in HCOOK a) HCOOH (aq) H+ (aq) + HCOO- (aq) Begin (M) 0.30 0.00 0.00 Reactie (M) -x +x +x x x Evenwicht (M) 0.30 - x pKa, HCOOH = 3.77 Ka = 1.7 x 10-4 = x2/(0.30 – x) x = 7.14 x 10-3 pH = 2.15 % fout: 100 x 7.14x10-3/0.30 = 2.38% 4 Chemie 16.1 Het gemeenschappelijk ioneffect Oefening 1: Bereken de pH a) van een oplossing die 0.30 M is in HCOOH b) van een oplossing die 0.30 M is in HCOOH en 0.52 M is in HCOOK b) Begin Eind HCOO- + K+ 0M 0M 0.52M 0.52M HCOOK 0.52M 0.00M H+ (aq) + HCOO- (aq) HCOOH (aq) Begin (M) 0.30 0.00 0.52 Reactie (M) -x +x +x Evenwicht (M) pKa, HCOOH = 3.77 x = 9.8 x 10-5 5 0.30 - x x 0.52 + x Ka = 1.7 x 10-4 = x (0.52 + x)/(0.30 – x) pH = 4.01 Chemie 16.2 Bufferoplossingen Eigenschappen? Houdt de pH constant bij toevoegen van kleine hoeveelheden zuur of base Voorwaarden? - Buffer bevat relatief grote hoeveelheid zuur (base) om te reageren met toegevoegde OH- (H+)ionen - Zuur- en base-componenten van de buffer mogen niet met elkaar reageren in neutralisatiereactie Samenstelling? - Oplossing van een zwak zuur (een zwakke base) en een zout ervan - Oplossing van een zwak zuur (een zwakke base) en zijn geconjugeerde base (zuur) Voorbeeld: azijnzuur met natriumacetaat CH3COOH (aq) H+ (aq) + CH3COO- (aq) Buffer werking / Buffer reactie Toevoegen sterke base Toevoegen sterk zuur H+ (aq) + CH3COO-(aq) 6 CH3COOH (aq) OH- (aq) + CH3COOH (aq) CH3COO- (aq) + H2O (l) Chemie 16.2 Bufferoplossingen 7 Chemie 16.2 Bufferoplossingen Oefening 2: Welke van volgende oplossingen vormen een bufferoplossing? (a) KF/HF (b) KBr/HBr, (c) Na2CO3/NaHCO3 Example 16.2-16.3 (a) HF is een zwak zuur en F- is zijn geconjugeerde base buffer oplossing (b) HBr is een sterk zuur geen buffer oplossing (c) CO32- is een zwakke base en HCO3- is zijn geconjugeerd zuur buffer oplossing 8 Chemie 16.2 Bufferoplossingen Algemeen Beschouw een oplossing van NaA en het zwakke zuur HA. NaA (s) HA (aq) Na+ (aq) + A- (aq) H+ (aq) + A- (aq) Ka = [H+][A-] [HA] of [H+] = -log [H+] = -log Ka - log Henderson-Hasselbalch vergelijking pH = pKa + log [geconjugeerde base]begin -log [H+] = -log Ka + log pH = pKa + log Ka [HA] [A-] [HA] [A-] [A-] [HA] [A-] [HA] [zuur]begin Idem voor oplossing van zwakke base met zijn zout 9 Chemie 16.2 Bufferoplossingen Bereiden van een bufferoplossing met specifieke pH Example 16.4 Kies zwak zuur met pKa-waarde dicht bij de gewenste pH → Laat toe een bufferoplossing te maken met vergelijkbare concentraties van het zuur en zijn geconjugeerde base (voorwaarde voor goede buffer) 10 Chemie 16.2 Bufferoplossingen Verandering van de pH van een bufferoplossing bij toevoegen van kleine hoeveelheden zuur of base Oefening 4: a) Bereken de pH van een 0.30 M NH3/0.36 M NH4Cl buffer. b) Wat is de pH na toevoegen van 20.0 mL van een 0.050 M NaOH oplossing aan 80.0 mL van deze buffer oplossing? a) Begin Eind NH4Cl 0.36M 0.00M NH4+ (aq) pH = pKa + log 11 [NH3] [NH4 +] NH4+ + Cl0M 0M 0.36M 0.36M H+ (aq) + NH3 (aq) pH = 9.25 + log [0.30] [0.36] pKa = 9.25 = 9.17 Chemie 16.2 Bufferoplossingen Verandering van de pH van een bufferoplossing bij toevoegen van kleine hoeveelheden zuur of base Oefening 4: a) Bereken de pH van een 0.30 M NH3/0.36 M NH4Cl buffer. b) Wat is de pH na toevoegen van 20.0 mL van een 0.050 M NaOH oplossing aan 80.0 mL van deze buffer oplossing? NH4+ (aq) + OH- (aq) b) Begin (mol) 0.029 0.028 Einde (mol) H2O (l) + NH3 (aq) 0.001 0.024 0.0 0.025 eind volume = 80.0 mL + 20.0 mL = 100 mL [NH4+] = 0.028 0.10 [NH3] = 0.025 0.10 pH = 9.25 + log [0.25] [0.28] = 9.20 pH verschil tussen a en b: DpH = 9.20 – 9.17 = 0.3 Bij toevoegen zelfde hoeveelheid NaOH aan zuiver water: 0.050M x 0.020L/0.100L = 0.01 = [OH-] dus pH= 12 en dus een DpH= 12-7=5 12 Chemie 16.2 Bufferoplossingen Verandering van de pH van een bufferoplossing bij toevoegen van kleine hoeveelheden zuur of base HCl HCl + CH3COO- H+ + ClCH3COOH + Cl- Mole of HCl added to 1 liter of water or a buffer solution containing 1.0 M acetic acid /1.0 M acetate 13 Chemie 16.2 Bufferoplossingen Verandering van de pH van een bufferoplossing bij toevoegen van kleine hoeveelheden zuur of base toegevoegde zuur of base reageert weg met één van de ingrediënten van de buffer. [base ] verandert; buffer met andere concentraties wordt gevormd [ zuur ] pH blijft nagenoeg constant Buffercapaciteit = hoeveelheid (g of mol) zuur of base die moet toegevoegd worden aan 1 l van een bufferoplossing om de pH met één eenheid te veranderen Oefening 5: Bereken de buffercapaciteit van een (1.0 M salpeterigzuur/1.0 M nitriet) bufferoplossing 14 Chemie 16.2 Bufferoplossingen Buffersystemen aanwezig in het bloed 15 Chemie 16.2 Bufferoplossingen Buffersystemen aanwezig in het bloed Bicarbonaat buffer in bloed treedt in werking wanneer hoeveelheid geproduceerde H+ de buffercapaciteit van de hemoglobine buffer overschrijdt 16 Chemie 16.3 Zuur-base titraties Doel van een titratie? Bepalen concentratie onbekende oplossing door gebruik te maken van reactie die snel optreedt en aflopend is naar rechts Hoe wordt een titratie uitgevoerd? Oplossing met exact gekende concentratie wordt toegevoegd aan een gekend volume van een oplossing met onbekende concentratie totdat de reactie tussen beide juist afgelopen is. Het toegevoegde volume wordt experimenteel bepaald. Equivalentiepunt? Wanneer de reagentia gereageerd hebben volgens de stoechiometrische coëfficienten van de reactie i.e. het punt waarop de reactie tussen de reagentia juist afgelopen is. Indicator? Verbinding die verandert van kleur op (of dichtbij) het equivalentiepunt. langzaam base toevoegen totdat de indicator van kleur verandert (roos) 17 Chemie 16.3 Zuur-base titraties Titratie van een sterk zuur met een sterke base NaOH (aq) + HCl (aq) H2O (l) + NaCl (aq) OH- (aq) + H+ (aq) H2O (l) 0.10 M NaOH toevoegen aan 25 mL 0.10 M HCl Berekening pH-titratiecurve van de titratie van een sterk zuur met een sterke base 18 Chemie 16.4 Zuur-base indicatoren Wat? Een zwak organisch zuur (of base) met verschillende kleur voor geïoniseerde en niet geïoniseerde vorm pH bij kleurverandering? Afhankelijk van de Ka waarde van de indicator, verschillend voor elke indicator − HIn + H2O In- + H3O+ rood blauw Ka= + [In ][H3O ] [HIn] Wanneer treedt kleurverandering op? HIn (aq) H+ (aq) + In- (aq) [HIn] [In-] [HIn] [In-]  10 Kleur van zure vorm (HIn) domineert  0,1 Kleur van geconjugeerde base (In-) domineert Kleurverandering bij pH= pKa ± 1 19 Chemie 16.4 Zuur-base indicatoren Kleur en pH-gebied van enkele veel gebruikte zuur-base indicatoren Fenolftaleïne 20 Chemie 16.4 Zuur-base indicatoren 21 Chemie 16.4 Zuur-base indicatoren Keuze van indicatoren bij titraties: sterk zuur met sterke base Titratie van 20 ml 0.5 M HCl met 0.5 M NaOH 22 Chemie 16.5 Oplosbaarheid evenwichten Evenwichten van slecht oplosbare ionische verbindingen. Deel van ionische verbinding die oplost, splitst in ionen Evenwichtsreacties Evenwichtsconstante = oplosbaarheidsproduct Oplosbaarheid 23 oplosbaarheidsproduct !! Chemie 16.5 Oplosbaarheid evenwichten Oplosbaarheidsproduct Ksp = oplosbaarheidsproduct = evenwichtsconstante die hoort bij het evenwicht dat het oplossen van een ionische verbinding in water beschrijft AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) Ksp = [Ag+][Cl-] MgF2(s) Mg2+ (aq) + 2F- (aq) Ksp = [Mg2+][F-]2 Ag2CO3(s) Ca3(PO4)2(s) 24 2Ag+ (aq) + CO32- (aq) 3Ca2+ (aq) + 2PO43- (aq) Ksp = [Ag+]2[CO32-] Ksp = [Ca2+]3[PO33-]2 Chemie 16.5 Oplosbaarheid evenwichten Oplosbaarheidsproduct 25 Chemie 16.5 Oplosbaarheid evenwichten Molaire oplosbaarheid en oplosbaarheid Molaire oplosbaarheid (mol/L) = aantal mol opgeloste stof in 1 L van een verzadigde oplossing Oplosbaarheid (g/L) = aantal gram opgeloste stof in 1 L van een verzadigde oplossing 26 Chemie 16.5 Oplosbaarheid evenwichten Molaire oplosbaarheid en oplosbaarheid Oefening 10: De oplosbaarheid van calciumsulfaat is 0.67 g/L. Bereken de Ksp van calciumsulfaat. 0.67 gCaSO 4 / L = 4.9x10-3 mol/L = s 136.2 g / mol [Ca2+ ] = s = 4.9x10-3 mol/L en CaSO4(s) B R E Ca2+ (aq) + SO42- (aq) -s 0 +s s 0 +s s [SO42- ] = s = 4.9x10-3 mol/L Ksp = [Ca2+ ] [SO42- ] = s2 = (4.9x10-3 mol/L )(4.9x10-3 mol/L ) = 2.4x10-5 27 Chemie 16.5 Oplosbaarheid evenwichten Molaire oplosbaarheid en oplosbaarheid Oefening11: Bereken de oplosbaarheid van zilverchloride in g/L ? Ag+ (aq) + Cl- (aq) 0.00 0.00 AgCl (s) Begin (M) Reactie (M) -s Evenwicht (M) +s +s s s Ksp = 1.8 x 10-10 Ksp = [Ag+][Cl-] Ksp = s2 s =  Ksp s = 1.3 x 10-5 [Cl-] = 1.3 x 10-5 M s = molaire oplosbaarheid Example 16.8-16.9 [Ag+] = 1.3 x 10-5 M Oplosbaarheid van AgCl = 1.3 x 10-5 mol AgCl 1 L opl x 143.35 g AgCl 1 mol AgCl = 1.9 x 10-3 g/L 28 Chemie 16.5 Oplosbaarheid evenwichten Molaire oplosbaarheid en oplosbaarheid Oefening 12: Vergelijk de oplosbaarheid van zilverchromaat met die van bariumchromaat Ksp,Ag2CrO4 = 1,12 x 10-12 en Ksp,BaCrO4 = 1,17 x 10-10 29 Chemie 16.5 Oplosbaarheid evenwichten Voorspellen van neerslagreacties Ag+ (aq) + Cl- (aq) AgCl (s) Ksp = [Ag+][Cl-] Reactiequotient Q = [Ag+]o[Cl-]o Oplossen van een ionische verbinding in water: Q < Ksp Onverzadigde oplossing Q = Ksp Verzadigde oplossing Q > Ksp 30 Oververzadigde oplossing Geen neerslag Net geen neerslag Neerslag ontstaat Chemie 16.5 Oplosbaarheid evenwichten Voorspellen van neerslagreacties Oefening 13: Wordt een neerslag gevormd bij toevoegen van 2.00 mL 0.200 M NaOH aan 1.00 L 0.100 M CaCl2? Example 16.10 De ionen aanwezig in de oplossing zijn Na+, OH-, Ca2+, Cl-. Het enig mogelijke neerslag is Ca(OH)2 (oplosbaarheidstabel). Is Q > Ksp voor Ca(OH)2? [Ca2+]0 = 1.00L x 0.100 M/1.002L = 0.100M [OH-]0 = 0.002Lx0.200M/1.002L = 4.0 x 10-4 M Q = [Ca2+]0 [OH-]02 = 0.10 x (4.0 x 10-4)2 = 1.6 x 10-8 Ksp = [Ca2+][OH-]2 = 4.7 x 10-6 Q < Ksp 31 Er wordt geen neerslag gevormd Chemie 16.5 Oplosbaarheid evenwichten Scheiding van ionen door fractionele precipitatie Oefening 14: Een oplossing bevat 0.02 M Cl- en 0.02 M Br-. Vast zilvernitraat wordt langzaam toegevoegd (veronderstel dat het volume van de oplossing niet verandert) a) Welke concentratie van Ag+ moet aanwezig zijn opdat ENKEL AgBr (zo veel mogelijk) zou neerslaan in de oplossing? b) Bereken de concentratie van Br- wanneer AgCl begint neer te slaan? c) Bereken de hoeveelheid AgBr neerslag (aantal gram) die op dat ogenblik gevormd is. 32 Chemie 16.5 Oplosbaarheid evenwichten Scheiding van ionen door fractionele precipitatie Oefening 14: Een oplossing bevat 0.02 M Cl- en 0.02 M Br-. Vast zilvernitraat wordt langzaam toegevoegd (veronderstel dat het volume van de oplossing niet verandert) a) Welke concentratie van Ag+ moet aanwezig zijn opdat ENKEL AgBr (zo veel mogelijk) zou neerslaan in de oplossing? AgBr (s) Ag+ (aq) + Br- (aq) AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) Ksp = 1.6 x 10-10 Ksp = [Ag+][Cl-] Ksp = 7.7 x 10-13 = [Ag+][Br-] [Ag+] = Ksp [Br-] = 7.7 x 10-13 0.020 = 3.9 x 10-11 M [Ag+] = Ksp [Cl-] = 1.6 x 10-10 0.020 = 8.0 x 10-9 M Als 3.9 x 10-11 M < [Ag+] < 8.0 x 10-9 M slaat AgBr neer zonder neerslag van AgCl 33 Chemie 16.5 Oplosbaarheid evenwichten Scheiding van ionen door fractionele precipitatie Oefening 14: Een oplossing bevat 0.02 M Cl- en 0.02 M Br-. Vast zilvernitraat wordt langzaam toegevoegd (veronderstel dat het volume van de oplossing niet verandert) a) Welke concentratie van Ag+ moet aanwezig zijn opdat ENKEL AgBr (zo veel mogelijk) zou neerslaan in de oplossing? b) Bereken de concentratie van Br- wanneer AgCl begint neer te slaan? c) Bereken de hoeveelheid AgBr neerslag (aantal gram) die op dat ogenblik gevormd is (in 1 liter oplossing) b) [Br-] = Ksp [Ag+] = 7.7 x 10-13 8.0 x 10-9 = 9.63 x 10-5 M c) 0.02 M Br- (initieel) - 9.63 x 10-5 M Br- (over in de oplossing) = 0.0199 M AgBr neergeslaan 0.0199 mol/L x (107.9 + 79.9)g/mol = 3.74 g/L => 3.74 g AgBr in 1 liter oplossing 34 Chemie Oplosbaarheid van ionische verbindingen wordt beïnvloed door Aanwezigheid van een gemeenschappelijk ion (17.6) Temperatuur pH Vorming van complexionen (17.7) VALT WEG 35 Chemie 16.7 Factoren die oplosbaarheid beïnvloeden Het gemeenschappelijk ioneffect en oplosbaarheid De aanwezigheid van een gemeenschappelijk ion doet de oplosbaarheid van de ionische verbinding dalen Ksp, CaF2 = 1.46 x 10-10 36 Chemie 16.7 Factoren die oplosbaarheid beïnvloeden Het gemeenschappelijk ioneffect en oplosbaarheid Example 16.12 Oefening15: Wat is de molaire oplosbaarheid van AgBr in a) zuiver water b) 0.0010 M NaBr? (b) NaBr (s) (a) AgBr (s) Ag+ (aq) + Br- (aq) AgBr (s) Begin Reactie Evenwicht 0 +s 0 +s s s Ksp = 7.7 x 10-13 s2 = Ksp s = 8.8 x 10-7 Na+ (aq) + Br- (aq) [Br-] = 0.0010 M Ag+ (aq) + Br- (aq) Begin 0 0.0010 Reactie Evenwicht +s +s s 0.0010 + s Ksp = 7.7 x 10-13 [Ag+] = s [Br-] = 0.0010 + s  0.0010 Ksp = s (0.0010 + s) = 0.0010 x s s = 7.7 x 10-10 37 Chemie 16.7 Factoren die oplosbaarheid beïnvloeden Temperatuur en oplosbaarheid CaCO3(s) Ca2+(aq) + CO32-(aq) ΔH° = - 12.36 kJ/mol Solubility curve of calcium carbonate 38 Chemie 16.7 Factoren die oplosbaarheid beïnvloeden Temperatuur en oplosbaarheid Ca2+(aq) + CO32-(aq) + heat CaCO3(s) Le Châtelier: T T ΔH° = - 12.36 kJ/mol < 0 Evenwicht naar links Evenwicht naar rechts ΔH° > 0 Le Châtelier: T T 39 Evenwicht naar rechts Evenwicht naar links Chemie 16.7 Factoren die oplosbaarheid beïnvloeden pH en oplosbaarheid Indien de slecht oplosbare verbinding een base is Examples 16.13-16.14 Slecht oplosbare basen lossen slechter op in basische oplossingen; beter in zure oplossingen. Voor slecht oplosbare zuren, net andersom Voorbeeld: Mg(OH)2 (s) Mg2+ (aq) + 2OH- (aq) OH- verwijderen OH- toevoegen In water: Ksp = [Mg2+][OH-]2 = (s)(2s)2 = 4s3 = 1.2 x 10-11 s = 1.4 x 10-4 M Bij pH < 10.45 lagere [OH-] want OH- (aq) + H+ (aq) Bij pH > 10.45 40 hogere [OH-] [OH-] = 2s = 2.8 x 10-4 M pOH = 3.55 pH = 10.45 oplosbaarheid Mg(OH)2 stijgt H2O (l) oplosbaarheid Mg(OH)2 daalt Chemie 16.7 Factoren die oplosbaarheid beïnvloeden pH en oplosbaarheid Indien één van de gevormde ionen reageert met een zuur of base CaCO3 CO32- + H+ 41 CO32- + Ca2+ HCO3- Chemie 16.7 Factoren die oplosbaarheid beïnvloeden pH en oplosbaarheid Indien één van de gevormde ionen reageert met een zuur of base CaCO3 CO32- + Ca2+ CO32- + H+ HCO3CO2(g) + H2O(l) H2O(l) + CO2(g) + CaCO3(s) 42 H2CO3(aq) HCO3-(aq) + H+(aq) Ca2+(aq) + 2HCO3-(aq) Chemie Hoe wordt een eierschaal gevormd? Natuurlijk precipitatie process Eierschaal: 5g, waarvan 40% Ca Meeste Ca afgezet in 16 u Kip kan Ca niet snel genoeg opnemen In plaats daarvan grote Ca-reserves in de lange botten van de kip Als kip calciumarm dieet krijgt => eierschalen steeds dunner 10 procent totale hoeveelheid Ca in botten mobiliseren voor één ei! Constant calciumarm dieet => stop eierproductie De eierschaal = calciet, kristallijne vorm van CaCO3 Ionen bewegen via het bloed Calcificatieproces is neerslagreactie: Ca2+ (aq) + CO32- (aq)  CaCO3 (s) 43 Chemie 16.7 Factoren die oplosbaarheid beïnvloeden Evenwichten met complexionen en oplosbaarheid Een complex ion = een ion bestaande uit een centraal metaal kation (Lewis zuur) gebonden aan één of meerdere liganden (Lewis basen). Ligand = elektronenpaardonor cfr. Lewis base Co2+ (aq) + 4Cl- (aq) Co(H2O)6 2+ CoCl42- (aq) 2- Kf = [CoCl4 ] [Co2+][Cl-]4 CoCl42De vormingsconstante of stabiliteitsconstante (Kf) = de evenwichtsconstante voor de complexvormingsreactie Kf 44 Stabiliteit van het complex Chemie 16.7 Factoren die oplosbaarheid beïnvloeden Evenwichten met complexionen en oplosbaarheid AgCl Ag+ + Cl- Ag+ + 2 NH3 Ag(NH3)2+ Een ligand doet de oplosbaarheid van een ionische verbinding stijgen indien het metaalion een complex vormt met het ligand 45 Chemie 16.7 Factoren die oplosbaarheid beïnvloeden Evenwichten met complexionen en oplosbaarheid 46 Chemie 16.7 Factoren die oplosbaarheid beïnvloeden Evenwichten met complexionen en oplosbaarheid Voorbeeld 17.10: 0.22 mol koper(II)sulfaat wordt toegevoegd aan 1 L van een 1.35 M ammoniakoplossing. Bereken de Cu2+ concentratie bij evenwicht. Cu2+ (aq) + 4 NH3 (aq) B R E 0.22 -x 0.22-x 1.35 -4x 1.35-4x Kf = 5.0 x 1013 = x/(0.22-x)(1.35 – 4x)4 Cu(NH3)42+ 0 +x x 5-de graadsvgl, x is zeer groot, dus niet verwaarloosbaar B B’ R 0.22 0 +y 1.35 1.35 – 4 x 0.22=0.47 + 4y 0 0.22 -y E y 0.47 + 4y 0.22 - y Kf = 5.0 x 1013 = (0.22 – y)/(0.47 + 4y)4y ≈ 0.22/(0.47)4 y → y = 9.0 x 10-14 47 Kf = 5.0 x 1013 y is zeer klein Chemie 16.7 Factoren die oplosbaarheid beïnvloeden Evenwichten met complexionen en oplosbaarheid Oefening 17: Bereken de molaire oplosbaarheid van koper(II)hydroxide in een 1M ammoniakoplossing Cu(OH)2 (aq) Cu2+ (aq) + 2 OH- (aq) Cu2+ (aq) + 4 NH3 (aq) Cu(NH3)42+ Kf =5 x 1013 Cu(NH3)42+ (aq) + 2 OH- (aq) Cu(OH)2(s) + 4 NH3 (aq) B R E Ksp = 2.20 x 10-20 1 -4x 1-4x 0 +x x éCu(NH ) 2+ ùéOH - ù x(2x) 2 4x 3 3 ë ûë û K= = = 4 4 1 (1- 4x) é NH ù ë 3û 0 +2x 2x K = Ksp x Kf = 2.20 x 10-20 x 5 x 1013 (*) = 1.0 x 10-6 2 x = 6.3 x 10-3 (*) optellen mag want Ksp << Kf 48 Chemie