Sure en Basisse — Kwantitatief — Graad 12 Chemie

Brønsted-Lowry-teorie (Opsomming)

'n Suur is 'n proton (H⁺)-donor; 'n basis is 'n protonaanvaarder. Wanneer 'n suur 'n proton afstaan, word dit sy gekonjugeerde basis. Wanneer 'n basis 'n proton aanvaar, word dit sy gekonjugeerde suur.

HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻
(suur + basis ⇌ gekonjugeerde suur + gekonjugeerde basis)

Gekonjugeerde pare verskil met presies een H⁺: HA / A⁻ en H₃O⁺ / H₂O is die twee gekonjugeerde pare in bostaande ewewig.

Self-ionisasie van Water & K_w

Water ondergaan self-ionisasie (outoprotolise):

H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻

K_w = [H₃O⁺][OH⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴ by 25°C

In suiwer water by 25°C: [H₃O⁺] = [OH⁻] = 1,0 × 10⁻⁷ mol·dm⁻³. K_w neem toe met temperatuur (self-ionisasie van water is endotermies).

pH en pOH

pH = −log[H₃O⁺] [H₃O⁺] = 10^−pH
pOH = −log[OH⁻] [OH⁻] = 10^−pOH
pH + pOH = 14 (by 25°C)

Tipe oplossing	[H₃O⁺]	pH
Suur	> 1,0 × 10⁻⁷	< 7
Neutraal	= 1,0 × 10⁻⁷	= 7
Basies (alkalies)	< 1,0 × 10⁻⁷	> 7

Sterk vs. Swak Sure

Sterk sure (HCl, H₂SO₄, HNO₃) dissosieer volledig in water. [H₃O⁺] = konsentrasie van die suur.

0,10 mol·dm⁻³ HCl: [H₃O⁺] = 0,10 → pH = −log(0,10) = 1,00

Swak sure (CH₃COOH, HF, H₂CO₃) dissosieer gedeeltelik. Die suurdissosiasiekonstante K_a beskryf die ewewig:

HA ⇌ H⁺ + A⁻
K_a = [H⁺][A⁻] / [HA]

Uitgewerkte voorbeeld — pH van 'n swak suur: Bereken die pH van 0,10 mol·dm⁻³ etanoësuur. K_a(CH₃COOH) = 1,8 × 10⁻⁵.

Laat x = [H⁺] = [CH₃COO⁻]
K_a = x² / (0,10 − x) ≈ x² / 0,10 (x << 0,10)
x² = 1,8 × 10⁻⁵ × 0,10 = 1,8 × 10⁻⁶
x = [H⁺] = 1,34 × 10⁻³ mol·dm⁻³
pH = −log(1,34 × 10⁻³) = 2.87

Suur-Basis-indikators

'n Indikator is 'n swak suur (HIn) waarvan die gekonjugeerde basis (In⁻) 'n ander kleur het:

HIn ⇌ H⁺ + In⁻ (kleur 1 ⇌ kleur 2)

In suur: ewewig verskuif links → HIn-vorm (kleur 1) oorheers.
In basis: ewewig verskuif regs → In⁻-vorm (kleur 2) oorheers.
Kleurverandering vind plaas oor ongeveer 2 pH-eenhede gesentreer op pK_a(indikator).
Kies 'n indikator waarvan die kleurveranderingsomvang die ekwivalensiepunt-pH insluit.

Indikator	Kleur in suur	Kleur in basis	Omvang (pH)
Metieloranje	Rooi	Geel	3,1 – 4,4
Fenolftaleïen	Kleurloos	Pienk	8,2 – 10,0
Universele indikator	Rooi → oranje	Groen → blou/pers	1 – 14

Titrasies & Berekeninge

In 'n titrasie word 'n oplossing van bekende konsentrasie (titrant in die buret) bygevoeg by 'n gemete volume analiet in die keëlkolf totdat die ekwivalensiepunt bereik word (stoïgiometriese hoeveelhede het gereageer).

By die ekwivalensiepunt: n(suur) = n(basis) (vir 1:1-reaksies)
c_aV_a = c_bV_b (vir 'n monoprotiese suur en 'n monobasiese basis)

Uitgewerkte voorbeeld: 25,0 cm³ NaOH-oplossing word geneutraliseer deur 20,0 cm³ 0,100 mol·dm⁻³ HCl. Bepaal c(NaOH).

n(HCl) = c × V = 0,100 × 0,0200 = 2,00 × 10⁻³ mol
n(NaOH) = n(HCl) = 2,00 × 10⁻³ mol (1:1-verhouding)
c(NaOH) = n / V = 2,00 × 10⁻³ / 0.0250 = 0,0800 mol·dm⁻³

Titrasiekurwes

'n Titrasiekurwe is 'n grafiek van pH (y-as) teenoor die volume titrant bygevoeg (x-as). Die vorm hang af van die sterkte van die suur en die basis:

Tipe titrasie	pH by ekwivalensiepunt	Beste indikator	Kurwevorm
Sterk suur + sterk basis	~7.0	Fenolftaleïen of metieloranje	Skerp vertikale sprong by EP
Swak suur + sterk basis	> 7 (basies)	Fenolftaleïen (8,2–10)	Bufferstreek voor EP; geleideliker sprong
Sterk suur + swak basis	< 7 (suur)	Metieloranje (3,1–4,4)	Skerp sprong laer op die kurwe

Half-ekwivalensiepunt: Wanneer presies die helfte van die swak suur geneutraliseer is, is [HA] = [A⁻]. Deur dit in K_a = [H⁺][A⁻]/[HA] te substitueer, kry mens [H⁺] = K_a, dus pH = pK_a by die half-ekwivalensiepunt. Dit is die middelpunt van die bufferstreek.

⭐ IEB-uitbreiding — Buffer-oplossings & Henderson-Hasselbalch

'n Buffer-oplossing weerstaan veranderinge in pH wanneer klein hoeveelhede suur of basis bygevoeg word. Dit bestaan uit 'n swak suur en sy gekonjugeerde basis (of 'n swak basis en sy gekonjugeerde suur) in vergelykbare konsentrasies.

Hoe dit werk:

Voeg sterk suur by (H⁺): reageer met A⁻ → HA. pH verander skaars.
Voeg sterk basis by (OH⁻): reageer met HA → A⁻ + H₂O. pH verander skaars.
Bufferkapasiteit is die grootste wanneer [HA] = [A⁻] (d.w.s. by die half-ekwivalensiepunt, pH = pK_a).

Henderson-Hasselbalch-vergelyking:

pH = pK_a + log([A⁻] / [HA])

Voorbeeld: 'n Buffer bevat 0,10 mol CH₃COOH en 0,15 mol CH₃COO⁻ in 1 L. K_a = 1,8×10⁻⁵, pK_a = 4.74.

pH = 4,74 + log(0,15/0,10) = 4,74 + 0,176 = 4.92

Biologiese buffers: bloed-pH word gehandhaaf tussen 7,35–7,45 deur die CO₂/HCO₃⁻-buffersisteem (pK_a = 6,1) tesame met die hemoglobienbuffer en nierregulering.

Wys alle berekeninge met eenhede. Vir pH-vraagstukke moet jy altyd jou aanname stel (sterk = volledige dissosiasie; swak = gebruik Ka). Vir titrasievrae moet jy noem wat in die kolf en wat in die buret is.

Vraag 1 — pH-berekeninge

Bereken die pH van die volgende oplossings by 25°C:

(a) 0,050 mol·dm⁻³ HCl (sterk suur)
(b) 0,20 mol·dm⁻³ NaOH (sterk basis) — bepaal eers pOH, dan pH
(c) 0,050 mol·dm⁻³ metanoësuur (HCOOH); K_a = 1,8 × 10⁻⁴
(d) 'n Oplossing waar [H₃O⁺] = 3,5 × 10⁻⁹ mol·dm⁻³. Is dit suur, neutraal, of basies?

(8 punte)

Vraag 2 — Titrasieberekening

In 'n titrasie word 25,0 cm³ H₂SO₄-oplossing in 'n keëlkolf geplaas. Dit word teen 0,200 mol·dm⁻³ NaOH-oplossing getitreer. Die gemiddelde volume NaOH gebruik is 30,0 cm³.

Die reaksie is: H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O

(a) Bereken die mol NaOH gebruik.
(b) Bepaal die mol H₂SO₄ in die kolf. (Let op die 1:2-verhouding.)
(c) Bereken die konsentrasie van die H₂SO₄-oplossing.
(d) Bereken die pH van die H₂SO₄-oplossing, met die aanname van volledige dissosiasie van albei H⁺-ione.

(8 punte)

Vraag 3 — Titrasiekurwes

(a) Skets (of beskryf) die titrasiekurwe vir die titrasie van 25 cm³ 0,10 M CH₃COOH met 0,10 M NaOH. Merk: aanvanklike pH, bufferstreek, half-ekwivalensiepunt, ekwivalensiepunt-pH, en die streek na die ekwivalensiepunt.

(b) Verduidelik waarom die ekwivalensiepunt-pH groter as 7 is vir hierdie titrasie.
(c) Watter indikator — metieloranje of fenolftaleïen — sou meer geskik wees vir hierdie titrasie? Motiveer jou antwoord.
(d) As pK_a(CH₃COOH) = 4,74, wat is die pH by die half-ekwivalensiepunt?

(8 punte)

Vraag 4 — Indikators & Gekonjugeerde Pare

(a) Skryf die gekonjugeerde basis van elk van die volgende sure neer: HNO₃; H₂PO₄⁻; NH₄⁺; H₂O.

(b) Verduidelik waarom water amfoteries is (kan as beide suur en basis optree) deur gebruik te maak van die Brønsted-Lowry-teorie.

(c) Fenolftaleïen (pK_a = 9,1) word by 'n oplossing met pH = 7 gevoeg. Watter kleur sal dit vertoon? Verduidelik deur gebruik te maak van die HIn-ewewig.

(6 punte)

Vraag 5 — Lees van 'n Titrasiedatatabel

'n Monster van 25,0 cm³ van 'n swak monoprotiese suur HA met onbekende konsentrasie word getitreer met 0,100 mol·dm⁻³ NaOH. Die pH word na elke toevoeging aangeteken:

V(NaOH) / cm³	0.0	5.0	10.0	15.0	20.0	25.0	30.0	35.0	40.0
pH	2.83	4.05	4.44	4.74	5.05	5.44	8.74	11.92	12.19

(a) Gebruik die tabel om die ekwivalensiepunt-volume te identifiseer. Motiveer jou keuse deur te verwys na hoe die pH tussen opeenvolgende lesings rondom daardie volume verander.
(b) By V = 15,0 cm³ is presies die helfte van die suur geneutraliseer, dus is [HA] = [A⁻] op hierdie punt. Gebruik die pH-lesing by V = 15,0 cm³ en K_a = [H⁺][A⁻]/[HA] om K_a vir hierdie suur te bereken.
(c) Gebruik jou ekwivalensiepunt-volume uit (a) en c(NaOH) = 0,100 mol·dm⁻³ om n(NaOH) gebruik te bereken, dan n(HA) oorspronklik teenwoordig, dan c(HA) in die oorspronklike 25,0 cm³-monster.
(d) Verduidelik, deur gebruik te maak van die grootte van die pH-sprong tussen V = 25,0 cm³ en V = 35,0 cm³ in die tabel, waarom fenolftaleïen (omvang 8,2–10,0) 'n geskikte indikator vir hierdie titrasie is, terwyl metieloranje (omvang 3,1–4,4) nie is nie.

(9 punte)

Sure en Basisse — Kwantitatief

Brønsted-Lowry-teorie (Opsomming)

Self-ionisasie van Water & Kw

pH en pOH

Sterk vs. Swak Sure

Suur-Basis-indikators

Titrasies & Berekeninge

Titrasiekurwes

Interaktiewe Titrasiekurwe

Self-ionisasie van Water & K_w