Napište reakci mezi $ \ pu {0,05 mol} $ $ \ ce {HCN (aq) } $ a $ \ pu {0,08 mol} $ $ \ ce {KOH (aq)} $ s $ V = \ pu {500 ml} $ a poté vypočítat pH.
Napsal jsem tedy reakci: $$ \ ce {HCN (aq) + KOH (aq) < = > KCN (aq) + H2O} $$
Začátek: \ begin {align} n_ \ mathrm {begin} (\ ce {HCN}) & = \ pu {0,05 mol} \\ n_ \ mathrm {begin} (\ ce {KOH}) & = \ pu {0,08 mol} \\ n_ \ mathrm {začátek} ( \ ce {KCN}) & = – \\ n_ \ mathrm {begin} (\ ce {H2O}) & = – \ \ \ end {align}
Konec: \ begin {align} n_ \ mathrm {end} (\ ce {HCN}) & = – \\ n_ \ mathrm {end} (\ ce {KOH}) & = \ pu {0,08 mol} – \ pu {0,05 mol} = \ pu {0,03 mol} \\ n_ \ mathrm {end} (\ ce {KCN}) & = \ pu {0,05 mol} \\ n_ \ mathrm {end} (\ ce {H2O}) & = \ pu {0,05 mol} \\ \ end {align}
Produktem reakce je sůl silné báze ($ \ ce {CN -} $) zcela disociovaná ve vodě: $$ \ ce {KCN (aq) – > K + (aq) + CN- (aq)} $$
A $$ \ ce {CN- (aq) + H2O – > HCN (aq) + OH- (aq)} $$
S vědomím toho jsem vypočítal $$ [\ ce {KCN}] = \ frac {\ pu {0,05 mol} } {\ pu {0,5 L}} = \ pu {0,1 M}; $$
Pak jsem použil rovnici: $$ [\ ce {OH -}] _ 1 = \ sqrt {\ frac { K_ \ mathrm {w}} {K_ \ mathrm {a}} \ cdot [\ ce {KCN}]} = \ pu {1,27×10 ^ -3 M} $$
Protože stále nějaké mám $ \ ce {KOH} $, úplně se oddělí a vytvoří ionty $ \ ce {OH -} $, takže: \ begin {align} [\ ce {OH -}] _ 2 & = [\ ce {KOH}] \\ [\ ce {OH -}] _ 2 & = \ frac {\ pu {0,03 mol}} {\ pu {0,5 L}} = \ pu {0,06 M} \ end {align}
Nakonec \ begin {align} [\ ce {OH-}] & = [\ ce { OH -}] _ 1 + [\ ce {OH -}] _ 2 \\ & = \ pu {1,27×10 ^ -3 M} + \ pu {0,06 M} = \ pu {0,06127 M} \\ \ ce {pOH} & = – \ log [\ ce {OH- }] = – \ log (0,0617) = 1,213 \\ \ ce {pH} & = 14 – \ ce {pOH} = 12,787 \\ \ end {align}
Je správné vypočítat $ [\ ce {OH -}] $ tímto způsobem?
Založil jsem své výpočty na této rovnici:
S vědomím, že množství látky v molech je definováno pomocí $ Z = Z_1 + Z_2 $ v $ K $ litrech roztoku, můžeme tuto koncentraci považovat za $ $ [X] = \ frac {Z} {K} = \ frac {Z_1 + Z_2} {K} = \ frac {Z_1} {K} + \ frac {Z_2} {K} = [X_1] + [X_2] $$
Odpověď
I když jste obecně odvedli dobrou práci, udělali jste důležitou chybu. Hydrolýzu kyanidového iontu je třeba psát jako rovnovážnou reakci :
$$ \ ce {CN- (aq) + H2O (l) < = > HCN (aq) + OH- (aq)} $$
Je to proto, že $ \ ce {HCN} $ je velmi slabá kyselina a její konjugovaná báze slabá báze (domácí úkol: vyhledat $ K_b $ z $ \ ce {CN -} $).
Nyní, jak jste řádně poznamenali, existuje přebytek $ \ ce {KOH} $ v roztoku, který úplně disociuje. $ \ Ce {OH -} $ vyplývající z této disociace nyní tlačí rovnováhu:
$$ K_b = \ frac {[\ ce {HCN}] \ times [\ ce {OH-}]} {[\ ce {CN -}]} $$
vlevo. Ve výsledku je příspěvek $ [\ ce {OH -}] $ pocházející z hydrolýzy kyanidu zanedbatelný a lze jej ignorovat. Počítat se má pouze $ [\ ce {OH -}] $ z přebytku $ \ ce {KOH} $. Takže $ [\ ce {OH -}] \ přibližně 0,06 \ \ mathrm {mol / L} $.
Můžeme to potvrdit numericky za předpokladu $ [\ ce {OH -}] \ přibližně 0,06 \ \ mathrm {mol / L} $ a s:
$$ \ frac {[\ ce {HCN}]} {[\ ce {CN -}]} = \ frac {K_b} {[\ ce {OH -}]} \ přibližně 0,0027 $$
Takže jako kyselina $ \ ce {HCN} $ je přítomný zanedbatelně malý kyanid.
Co se týče věci přidávání molarit, v některých případech je to povoleno.
Řekněme, že přidáme $ n_1 $ moly $ X $ do $ V \ \ mathrm {L} $, což by poskytlo molaritu $ M_1 = \ frac {n_1} {V} $. V pozdější fázi přidáme $ n_2 $ moly $ X $, tato molarita bude $ M_2 = \ frac {n_2} {V} $.
Celková molarita bude:
$$ M = M_1 + M_2 = \ frac {n_1} {V} + \ frac {n_2} {V} = \ frac {n_1 + n_2} {V} $$
Ale pokud bychom bylo smíchat objemy řešení, které by byly:
$$ M = \ frac {M_1V_1 + M_2V_2} {V_1 + V_2} $$
Nyní již nejsou pouze přísadou.
Komentáře
- Protože CN- je konjugovaná báze slabé kyseliny, neměla by být ' nemůžete být silnou základnou?
- $ pK_b = 4,79 $, tak docela slabý. Věc např. kyselina octová / octan.
- Takže s ohledem na slabou bázi je koncentrace OH- definována pouze koncentrací KOH, vzhledem k tomu, že CN- nemá dostatečnou sílu k " ukradněte " h z vody. Správně?
- Je to ' poetický způsob, jak to vyjádřit, ale v zásadě správný.Lepší je podívat se na rovnovážný konstantní výraz, který vám řekne $ [\ ce {HCN}] \ přibližně 0 $, pokud je přítomen přebytek hydroxidu. Bez přebytku $ \ ce {KOH} $ by to bylo jiné. Přebytek hydroxidu potlačuje hydrolyzaci kyanidu.
- To je ' hledaný bod. Na internetu a dokonce i v mé univerzitní knize jsou pouze příklady, kdy na konci reakce nezůstane žádné činidlo. Pokud se vás mohu zeptat, je hydrolyzace kyanidu potlačena kvůli silnějšímu Kb OH-báze?
Odpověď
Nejprve je váš výpočet založen na předpokladu, že HCN je silná kyselina, což však není. Zkontrolujte ionizační konstantu HCN. A ano, můžete přidat moly přímo, protože moly jsou diskrétní částice, i když jsou v roztoku. Ale nemůžete přidat koncentraci nebo molaritu, protože to závisí na objemu a když vezmete v úvahu objemy, nakonec nakonec přidáte moly.
Komentáře
- Vím, že HCN je slabá základna (její Ka je 6,2×10 ^ (- 3)), ale myslel jsem si to, protože reaguje se silnou bází, bylo by to úplně neutralizováno. Mýlím se?
- V nekonečném čase možná ano. Ale když vypočítáte pH pomocí pH metru, získáte okamžitou hodnotu. A pokud se ' nemýlím, existuje ' také tvorba vyrovnávací paměti
- Co tím myslíš v ' nekonečný čas '? Uvědomujete si, jaké rychlé jsou iontové reakce ve vodě? A ne, zde neexistuje žádný nárazníkový efekt: to by platilo pouze pro částečnou neutralizaci , takže ' má významné $ CN ^ – $ a $ HCN $ přítomen.