Skriv reaksjonen mellom $ \ pu {0,05 mol} $ $ \ ce {HCN (aq) } $ og $ \ pu {0,08 mol} $ $ \ ce {KOH (aq)} $ med $ V = \ pu {500 ml} $ og deretter beregne pH.
Så jeg skrev reaksjonen: $$ \ ce {HCN (aq) + KOH (aq) < = > KCN (aq) + H2O} $$
Begynn: \ begin {align} n_ \ mathrm {begin} (\ ce {HCN}) & = \ pu {0,05 mol} \\ n_ \ mathrm {begin} (\ ce {KOH}) & = \ pu {0,08 mol} \\ n_ \ mathrm {begin} ( \ ce {KCN}) & = – \\ n_ \ mathrm {begin} (\ ce {H2O}) & = – \ \ \ end {align}
End: \ 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} \\ \ slutten {align}
Reaksjonens produkt er et salt av en sterk base ($ \ ce {CN -} $) fullstendig dissosiert i vann: $$ \ ce {KCN (aq) – > K + (aq) + CN- (aq)} $$
Og $$ \ ce {CN- (aq) + H2O – > HCN (aq) + OH- (aq)} $$
Å vite dette beregnet jeg $$ [\ ce {KCN}] = \ frac {\ pu {0,05 mol} } {\ pu {0.5 L}} = \ pu {0.1 M}; $$
Så brukte jeg ligningen: $$ [\ ce {OH -}] _ 1 = \ sqrt {\ frac { K_ \ mathrm {w}} {K_ \ mathrm {a}} \ cdot [\ ce {KCN}]} = \ pu {1.27×10 ^ -3 M} $$
Siden jeg fortsatt har noen $ \ ce {KOH} $, den dissosierer fullstendig og skaper $ \ ce {OH -} $ ioner, så: \ 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}
Endelig \ begynn {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}
Er det riktig å beregne $ [\ ce {OH -}] $ på denne måten?
Jeg baserte beregningene mine på denne ligningen:
Å vite at mengdene av stoff i mol er definert av $ Z = Z_1 + Z_2 $ i $ K $ liter løsning, kan vi betrakte denne konsentrasjonen som $ $ [X] = \ frac {Z} {K} = \ frac {Z_1 + Z_2} {K} = \ frac {Z_1} {K} + \ frac {Z_2} {K} = [X_1] + [X_2] $$
Svar
Mens du generelt har gjort en god jobb, har du gjort en viktig feil. Hydrolysen av cyanidionet skal skrives som en likevektsreaksjon :
$$ \ ce {CN- (aq) + H2O (l) < = > HCN (aq) + OH- (aq)} $$
Det er fordi $ \ ce {HCN} $ er en veldig svak syre og dens konjugerte base en svak base (lekser: slå opp $ K_b $ på $ \ ce {CN -} $).
Nå, som du behørig bemerket, er det overskudd $ \ ce {KOH} $ i løsningen, som skiller seg fullstendig. $ \ Ce {OH -} $ som skyldes denne dissosiasjonen skyver nå likevekten:
$$ K_b = \ frac {[\ ce {HCN}] \ times [\ ce {OH-}]} {[\ ce {CN -}]} $$
til venstre. Som et resultat er bidraget fra $ [\ ce {OH -}] $ som kommer fra hydrolysen av cyanidet ubetydelig og kan ignoreres. Bare $ [\ ce {OH -}] $ fra det overskytende $ \ ce {KOH} $ skal telles. Så $ [\ ce {OH -}] \ ca. 0,06 \ \ mathrm {mol / L} $.
Vi kan bekrefte det numerisk ved å anta $ [\ ce {OH -}] \ ca 0,06 \ \ mathrm {mol / L} $ og med:
$$ \ frac {[\ ce {HCN}]} {[\ ce {CN -}]} = \ frac {K_b} {[\ ce {OH -}]} \ ca. 0,0027 $$
Så ubetydelig lite cyanid er til stede som syren $ \ ce {HCN} $.
Når det gjelder saken for å legge til molariteter, i noen tilfeller er det tillatt.
Si at vi legger til $ n_1 $ mol på $ X $ til $ V \ \ mathrm {L} $, som vil gi en molaritet $ M_1 = \ frac {n_1} {V} $. På et senere tidspunkt legger vi til $ n_2 $ mol på $ X $, at molariteten vil være $ M_2 = \ frac {n_2} {V} $.
Den totale molariteten vil være:
$$ M = M_1 + M_2 = \ frac {n_1} {V} + \ frac {n_2} {V} = \ frac {n_1 + n_2} {V} $$
Men hvis vi skulle mikse volum av løsninger ville det være:
$$ M = \ frac {M_1V_1 + M_2V_2} {V_1 + V_2} $$
Nå de er ikke lenger bare tilsetningsstoffer.
Kommentarer
- Siden CN- er den konjugerte basen til en svak syre, bør den ikke ' t være en sterk base?
- $ pK_b = 4,79 $, så ganske svak. Ting f.eks. eddiksyre / acetat.
- Med tanke på at det er en svak base, er konsentrasjonen av OH- bare definert av KOH-konsentrasjonen, på grunn av det faktum at CN- ikke har nok kraft til å " stjeler " en H fra vannet. Ikke sant?
- At ' er en poetisk måte å si det på, men i utgangspunktet riktig.Bedre å bare se på likevektskonstantuttrykket, som forteller deg $ [\ ce {HCN}] \ ca 0 $, hvis det er overskudd av hydroksid. Uten overskudd på $ \ ce {KOH} $ ville ting vært annerledes. Overskuddet av hydroksyd undertrykker cyanidhydrolyseringen.
- At ' er det punktet jeg lette etter. På internett og til og med på universitetsboken er det bare eksempler der det ikke er noen reagens på slutten av reaksjonen. Hvis jeg kan spørre deg, blir cyanidhydrolyseringen undertrykt på grunn av den sterkere Kb av OH-basen?
Svar
Først og fremst er beregningen din basert på antagelsen om at HCN er en sterk syre, som den ikke er. Kontroller for ioniseringskonstant av HCN. Og ja, du kan legge til mol direkte fordi mol er separate partikler, selv om de er i løsning. Men du kan ikke legge til konsentrasjon eller molaritet fordi det er volumavhengig, og når du vurderer volum, vil du til slutt ende opp med å legge til føflekker igjen.
Kommentarer
- Jeg vet at HCN er en svak base (dens Ka er 6,2×10 ^ (- 3)), men jeg tenkte at siden den reagerer med en sterk base, den ville blitt nøytralisert. Har jeg feil?
- På uendelig tid, kanskje ja. Men når du beregner pH med en pH-meter, gir den deg øyeblikkelig verdi. Og hvis jeg ' ikke tar feil, er det ' en bufferformasjon også
- Hva mener du i ' uendelig tid '? Er du klar over hvor raske ioniske reaksjoner i vann egentlig er? Og nei, det er ingen buffereffekt her: det ville bare være tilfelle med delvis nøytralisering , så det er ' s betydelige $ CN ^ – $ og $ HCN $ til stede.