LIJST VAN THEORIEVRAGEN VOOR HET EXAMEN VAN ANALYSE VAN GENEESMIDDELEN
1) In de formule van GuldBerg en Waage staan in de teller en noemer getallen tussen vierkante
haakjes. Hoe worden deze getallen bekomen. Leg uit (pp 2, slide 6)
De formule van Guldberg en Waage is:
De getallen tussen de ( vierkante ) haakjes zijn dimensie loos. Dit komt omdat we een verhouding
nemen ten opzichte van een standaardwaarde:
2) Bespreek het begrip Gibb’s vrije energie in relatie tot de evenwichtsconstante (pp 2, slide 13)
Gibbs vrije energie (delta G) = beschrijft wanneer een reactie gunstig of niet gunstig is rekening
houdend met zowel de enthalpie (ΔH) als de entropie (ΔS)
Δ𝐺 = Δ𝐻 – 𝑇Δ𝑆
Met T in kelvin
Het verband met evenwicht constante K;
Δ𝐺 = −𝑅𝑇 l𝑛 𝐾 = −2,303𝑅𝑇𝑙𝑜𝑔𝐾
𝐾 = 𝑒^−Δ𝐺/𝑅𝑇
R = gasconstante; 8,313 J/Kxmol
T = temperatuur in Kelvin
Hoe meer negatief delta G is, hoe meer gunstig de reactie en hoe groter de evenwichtsconstante K
3) Wat is ionensterkte, hoe bereken je het en welke factoren hebben een invloed? Illustreer
met een grafiek (pp 2, slide 20-22)
Ionensterkte µ = is een maat voor de totale concentraties van ionen, hoe groter de lading van een ion,
hoe groter de bijdrage aan µ.
Ci= de concentratie van de deeltjes
Zi= de absolute waarde van hun lading
Invloeden:
,De twee factoren zijn lading en concentratie:
Lading; hoe groter de lading, hoe groter de bijdrage aan µ -> zie formule (lading tot het kwadraat)
Concentratie; hoe groter de concentratie, hoe groter de bijdrage aan µ -> zie formule
4) Wat is de activiteit coëfficiënt en welke factoren hebben er een invloed op? (pp 2, slide 23, 25,
26)
Y = activiteit coëfficiënt => Voortdurend variabele tussen 0 en 1, een maat voor de afwijking van ideaal
gedrag van een stof. Dus zegt iets over hoe ideaal een ion zich gedraagt
Invloed factoren:
- Ionensterkte: Hogere ionsterkte → meer interacties tussen ionen → grotere afwijking van
ideaal gedrag
- hydratatie laag: Hoe sterker die binding, hoe meer het ion "afgezonderd" is → minder
effectieve interactie met andere ionen.
- Lading: Hoe hoger de lading hoe sterker het ion interageert met andere ionen in oplossing →
grotere afwijking van ideaal gedrag → lagere γ. Zie formule debey - huckel
Ideaal: als de concentratie limiteert naar nul -> y = 1, dan nemen alle ionen deel in de reactie
Activiteit coëfficiënt y is afhankelijk van de ionensterkte van de oplossing:
Hieruit volgt de regel; debeye-huckel vergelijking (µ < 0,1M)
,𝑧: charge of the ion
μ: ionic strength (M)
alfa: gehydrateerde waterlaag (pm)
5) pH berekening van sterke zuren die sterk verdund zijn (pp 4, slide 19)
pH is een waarde tussen 0 en 14 in waterige oplossingen. pH wordt berekent door -log(conc H+)
6) pH berekening van zwakke monoprotische zuren – vereenvoudigde formule – afleiding (pp 4,
slide 22)
7) Definitie van een buffer en hoe bekomt men een buffer? (pp 4, slide 30)
, definitie bufferoplossing:
een oplossing dat de pH constant houdt als
1. er een beperkte hoeveelheid van zuur of base is toegevoegd
2. de oplossing is verdund met een solvent (water)
wordt gevormd als gelijke hoeveelheid van zuur en geconjugeerde base zijn gemengd
verhouding base of zuur: tussen 1:10 en 10:1
pKa van het geconjugeerde zuur/base paar moet tussen 2 en 10 zijn.
de conc van het zuur en geconjugeerde base mag niet kleiner zijn dan 10–3
de vergelijking voor een buffer is HENDERSON-HASSELBACH vergelijking:
praktische bereiding van een buffer;
methode 1;
- bepaalde hoeveelheid van base afwegen en oplossen in water
- dus enkel A- in oplossing , hieraan ga je sterk zuur toevoegen (HCl).
- A- + HCl -> HA + Clje
- gaat pH doen dalen tot exacte waarde dat je wilt
- breng dit over tot een maatkolf en leng aan tot 1000mL
methode 2;
- weeg een bepaalde hoeveelheid van een sterk zuur af en los dit op in een beker met ongeveer
400mL gedemineraliseerd water
- plaats een gekalibreerde pH meter in de oplossing en meet de pH
- voeg de zwakke base 1M toe tot de pH de juiste waarde bereikt
- verplaatst dit naar een maatkolf en leng aan tot 1000mL
8) Leg uit waarom 0,1 M HCl geen buffer is
HCl is een sterk zuur dus het dissociert volledig in oplossing in H+ en Cl-
Er is geen zwak zuur-basepaar aanwezig
→ Chloride (Cl⁻) is een zeer zwakke geconjugeerde base en reageert bijna niet met H⁺
of OH⁻ → dus geen bufferwerking.
Toevoeging van een base verandert de pH sterk
→ Er is geen basische component om de toegevoegde OH⁻ te neutraliseren op een
gebufferde manier
definitie bufferoplossing:
een oplossing dat de pH constant houdt als
1. er een beperkte hoeveelheid van zuur of base is toegevoegd
1) In de formule van GuldBerg en Waage staan in de teller en noemer getallen tussen vierkante
haakjes. Hoe worden deze getallen bekomen. Leg uit (pp 2, slide 6)
De formule van Guldberg en Waage is:
De getallen tussen de ( vierkante ) haakjes zijn dimensie loos. Dit komt omdat we een verhouding
nemen ten opzichte van een standaardwaarde:
2) Bespreek het begrip Gibb’s vrije energie in relatie tot de evenwichtsconstante (pp 2, slide 13)
Gibbs vrije energie (delta G) = beschrijft wanneer een reactie gunstig of niet gunstig is rekening
houdend met zowel de enthalpie (ΔH) als de entropie (ΔS)
Δ𝐺 = Δ𝐻 – 𝑇Δ𝑆
Met T in kelvin
Het verband met evenwicht constante K;
Δ𝐺 = −𝑅𝑇 l𝑛 𝐾 = −2,303𝑅𝑇𝑙𝑜𝑔𝐾
𝐾 = 𝑒^−Δ𝐺/𝑅𝑇
R = gasconstante; 8,313 J/Kxmol
T = temperatuur in Kelvin
Hoe meer negatief delta G is, hoe meer gunstig de reactie en hoe groter de evenwichtsconstante K
3) Wat is ionensterkte, hoe bereken je het en welke factoren hebben een invloed? Illustreer
met een grafiek (pp 2, slide 20-22)
Ionensterkte µ = is een maat voor de totale concentraties van ionen, hoe groter de lading van een ion,
hoe groter de bijdrage aan µ.
Ci= de concentratie van de deeltjes
Zi= de absolute waarde van hun lading
Invloeden:
,De twee factoren zijn lading en concentratie:
Lading; hoe groter de lading, hoe groter de bijdrage aan µ -> zie formule (lading tot het kwadraat)
Concentratie; hoe groter de concentratie, hoe groter de bijdrage aan µ -> zie formule
4) Wat is de activiteit coëfficiënt en welke factoren hebben er een invloed op? (pp 2, slide 23, 25,
26)
Y = activiteit coëfficiënt => Voortdurend variabele tussen 0 en 1, een maat voor de afwijking van ideaal
gedrag van een stof. Dus zegt iets over hoe ideaal een ion zich gedraagt
Invloed factoren:
- Ionensterkte: Hogere ionsterkte → meer interacties tussen ionen → grotere afwijking van
ideaal gedrag
- hydratatie laag: Hoe sterker die binding, hoe meer het ion "afgezonderd" is → minder
effectieve interactie met andere ionen.
- Lading: Hoe hoger de lading hoe sterker het ion interageert met andere ionen in oplossing →
grotere afwijking van ideaal gedrag → lagere γ. Zie formule debey - huckel
Ideaal: als de concentratie limiteert naar nul -> y = 1, dan nemen alle ionen deel in de reactie
Activiteit coëfficiënt y is afhankelijk van de ionensterkte van de oplossing:
Hieruit volgt de regel; debeye-huckel vergelijking (µ < 0,1M)
,𝑧: charge of the ion
μ: ionic strength (M)
alfa: gehydrateerde waterlaag (pm)
5) pH berekening van sterke zuren die sterk verdund zijn (pp 4, slide 19)
pH is een waarde tussen 0 en 14 in waterige oplossingen. pH wordt berekent door -log(conc H+)
6) pH berekening van zwakke monoprotische zuren – vereenvoudigde formule – afleiding (pp 4,
slide 22)
7) Definitie van een buffer en hoe bekomt men een buffer? (pp 4, slide 30)
, definitie bufferoplossing:
een oplossing dat de pH constant houdt als
1. er een beperkte hoeveelheid van zuur of base is toegevoegd
2. de oplossing is verdund met een solvent (water)
wordt gevormd als gelijke hoeveelheid van zuur en geconjugeerde base zijn gemengd
verhouding base of zuur: tussen 1:10 en 10:1
pKa van het geconjugeerde zuur/base paar moet tussen 2 en 10 zijn.
de conc van het zuur en geconjugeerde base mag niet kleiner zijn dan 10–3
de vergelijking voor een buffer is HENDERSON-HASSELBACH vergelijking:
praktische bereiding van een buffer;
methode 1;
- bepaalde hoeveelheid van base afwegen en oplossen in water
- dus enkel A- in oplossing , hieraan ga je sterk zuur toevoegen (HCl).
- A- + HCl -> HA + Clje
- gaat pH doen dalen tot exacte waarde dat je wilt
- breng dit over tot een maatkolf en leng aan tot 1000mL
methode 2;
- weeg een bepaalde hoeveelheid van een sterk zuur af en los dit op in een beker met ongeveer
400mL gedemineraliseerd water
- plaats een gekalibreerde pH meter in de oplossing en meet de pH
- voeg de zwakke base 1M toe tot de pH de juiste waarde bereikt
- verplaatst dit naar een maatkolf en leng aan tot 1000mL
8) Leg uit waarom 0,1 M HCl geen buffer is
HCl is een sterk zuur dus het dissociert volledig in oplossing in H+ en Cl-
Er is geen zwak zuur-basepaar aanwezig
→ Chloride (Cl⁻) is een zeer zwakke geconjugeerde base en reageert bijna niet met H⁺
of OH⁻ → dus geen bufferwerking.
Toevoeging van een base verandert de pH sterk
→ Er is geen basische component om de toegevoegde OH⁻ te neutraliseren op een
gebufferde manier
definitie bufferoplossing:
een oplossing dat de pH constant houdt als
1. er een beperkte hoeveelheid van zuur of base is toegevoegd
