Schrijf de reactie tussen $ \ pu {0,05 mol} $ $ \ ce {HCN (aq) } $ en $ \ pu {0,08 mol} $ $ \ ce {KOH (aq)} $ met $ V = \ pu {500 ml} $ en bereken vervolgens de pH.
Dus ik schreef de reactie: $$ \ ce {HCN (aq) + KOH (aq) < = > KCN (aq) + H2O} $$
Begin: \ 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} \\ \ end {align}
Het product van de reactie is een zout met een sterke base ($ \ ce {CN -} $) volledig gedissocieerd in water: $$ \ ce {KCN (aq) – > K + (aq) + CN- (aq)} $$
En $$ \ ce {CN- (aq) + H2O – > HCN (aq) + OH- (aq)} $$
Dit wetende berekende ik de $$ [\ ce {KCN}] = \ frac {\ pu {0,05 mol} } {\ pu {0,5 L}} = \ pu {0,1 M}; $$
Vervolgens gebruikte ik de vergelijking: $$ [\ ce {OH -}] _ 1 = \ sqrt {\ frac { K_ \ mathrm {w}} {K_ \ mathrm {a}} \ cdot [\ ce {KCN}]} = \ pu {1.27×10 ^ -3 M} $$
Aangezien ik er nog enkele heb $ \ ce {KOH} $, het dissocieert volledig en creëert $ \ ce {OH -} $ ionen, dus: \ 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}
Eindelijk \ 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}
Is het juist om $ [\ ce {OH -}] $ op deze manier te berekenen?
Ik heb mijn berekeningen gebaseerd op deze vergelijking:
Wetende dat de hoeveelheden stof in mollen worden gedefinieerd door $ Z = Z_1 + Z_2 $ in $ K $ liter oplossing, kunnen we deze concentratie beschouwen als $ $ [X] = \ frac {Z} {K} = \ frac {Z_1 + Z_2} {K} = \ frac {Z_1} {K} + \ frac {Z_2} {K} = [X_1] + [X_2] $$
Antwoord
Hoewel je “over het algemeen goed werk hebt verricht”, heb je een belangrijke fout gemaakt. De hydrolyse van het cyanide-ion moet worden geschreven als een evenwichtsreactie :
$$ \ ce {CN- (aq) + H2O (l) < = > HCN (aq) + OH- (aq)} $$
Dat komt omdat $ \ ce {HCN} $ is een zeer zwak zuur en zijn geconjugeerde base een zwakke base (huiswerk: zoek de $ K_b $ van $ \ ce {CN -} $ op).
Nu, zoals u terecht opmerkte, is er teveel $ \ ce {KOH} $ in de oplossing, die volledig dissocieert. De $ \ ce {OH -} $ resulterend uit die dissociatie duwt nu het evenwicht:
$$ K_b = \ frac {[\ ce {HCN}] \ maal [\ ce {OH-}]} {[\ ce {CN -}]} $$
aan de linkerkant. Als gevolg hiervan is de bijdrage van $ [\ ce {OH -}] $ afkomstig van de hydrolyse van cyanide verwaarloosbaar en kan deze worden genegeerd. Alleen de $ [\ ce {OH -}] $ van het overtollige $ \ ce {KOH} $ wordt geteld. Dus $ [\ ce {OH -}] \ circa 0,06 \ \ mathrm {mol / L} $.
We kunnen dat numeriek bevestigen door $ [\ ce {OH -}] \ circa 0,06 \ \ mathrm {mol / L} $ en met:
$$ \ frac {[\ ce {HCN}]} {[\ ce {CN -}]} = \ frac {K_b} {[\ ce {OH -}]} \ approx 0.0027 $$
Er is dus verwaarloosbaar weinig cyanide aanwezig als het zuur $ \ ce {HCN} $.
Wat de zaak betreft van het toevoegen van molariteiten, in sommige gevallen is dat toegestaan.
Stel dat we $ n_1 $ mol van $ X $ toevoegen aan $ V \ \ mathrm {L} $, dat zou een molariteit $ M_1 = \ frac geven {n_1} {V} $. In een later stadium voegen we $ n_2 $ mollen $ X $ toe, die molariteit zou $ M_2 = \ frac {n_2} {V} $ zijn.
De totale molariteit zou zijn:
$$ M = M_1 + M_2 = \ frac {n_1} {V} + \ frac {n_2} {V} = \ frac {n_1 + n_2} {V} $$
Maar als we waren om volumes van oplossingen door elkaar te halen het zou zijn:
$$ M = \ frac {M_1V_1 + M_2V_2} {V_1 + V_2} $$
Nu ze zijn niet langer simpelweg additief.
Reacties
- Aangezien CN- de geconjugeerde base is van een zwak zuur zou ' geen sterke basis zijn?
- De $ pK_b = 4.79 $, dus vrij zwak. Ding b.v. azijnzuur / acetaat.
- Aangezien het dus een zwakke base is, wordt de OH- concentratie alleen bepaald door de KOH-concentratie, omdat CN- niet genoeg kracht heeft om " steel " een H uit het water. Klopt?
- Dat ' is een poëtische manier om het uit te drukken, maar in wezen correct.Het is beter om alleen naar de uitdrukking van de evenwichtsconstante te kijken, die u $ [\ ce {HCN}] \ ongeveer 0 $ vertelt als er een teveel aan hydroxide aanwezig is. Zonder teveel $ \ ce {KOH} $ zouden de zaken anders zijn. De overmaat aan hydroxide onderdrukt de cyanidehydrolysatie.
- Dat is ' het punt dat ik zocht. Op internet en zelfs in mijn universiteitsboek zijn er alleen voorbeelden waar aan het einde van de reactie geen reagens overblijft. Als ik je mag vragen, wordt de cyanidehydrolysatie onderdrukt vanwege de sterkere Kb van de OH-base?
Answer
Allereerst is je berekening gebaseerd op de aanname dat HCN een sterk zuur is, wat dat niet is. Controleer de ionisatieconstante van HCN. En ja, je kunt mollen direct toevoegen omdat mollen afzonderlijke deeltjes zijn, zelfs als ze dat zijn in oplossing. Maar je kunt geen concentratie of molariteit toevoegen omdat het afhankelijk is van het volume en als je naar de volumes kijkt, zul je uiteindelijk weer mollen toevoegen.
Reacties
- Ik weet dat HCN een zwakke basis is (de Ka is 6,2×10 ^ (- 3)) maar ik dacht dat, aangezien het reageert met een sterke basis, het zou volledig geneutraliseerd worden. Heb ik het mis?
- Over oneindige tijd, misschien wel. Maar als u de pH berekent met een pH-meter, krijgt u de onmiddellijke waarde. En als ik ' niet verkeerd ben, is er ' ook een buffervorming
- Wat bedoel je in ' oneindige tijd '? Besef je hoe snel ionische reacties in water werkelijk zijn? En nee, er is hier geen buffereffect: dat zou alleen het geval zijn met gedeeltelijke neutralisatie , dus er zijn ' s significante $ CN ^ – $ en $ HCN $ aanwezig.