Skriv reaktionen mellan $ \ pu {0,05 mol} $ $ \ ce {HCN (aq) } $ och $ \ pu {0,08 mol} $ $ \ ce {KOH (aq)} $ med $ V = \ pu {500 ml} $ och beräkna sedan pH.
Så jag skrev reaktionen: $$ \ ce {HCN (aq) + KOH (aq) < = > KCN (aq) + H2O} $$
Börja: \ 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} \\ \ slutet {align}
Reaktionsprodukten är ett salt av en stark bas ($ \ ce {CN -} $) helt dissocierad i vatten: $$ \ ce {KCN (aq) – > K + (aq) + CN- (aq)} $$
Och $$ \ ce {CN- (aq) + H2O – > HCN (aq) + OH- (aq)} $$
Jag visste att jag beräknade $$ [\ ce {KCN}] = \ frac {\ pu {0,05 mol} } {\ pu {0.5 L}} = \ pu {0.1 M}; $$
Sedan använde jag ekvationen: $$ [\ ce {OH -}] _ 1 = \ sqrt {\ frac { K_ \ mathrm {w}} {K_ \ mathrm {a}} \ cdot [\ ce {KCN}]} = \ pu {1.27×10 ^ -3 M} $$
Eftersom jag fortfarande har några $ \ ce {KOH} $, det dissocierar helt och skapar $ \ ce {OH -} $ joner, 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}
Slutligen \ börja {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}
Är det rätt att beräkna $ [\ ce {OH -}] $ på detta sätt?
Jag baserade mina beräkningar på denna ekvation:
Att veta att mängden ämne i mol definieras av $ Z = Z_1 + Z_2 $ i $ K $ liter lösning, kan vi betrakta denna koncentration som $ $ [X] = \ frac {Z} {K} = \ frac {Z_1 + Z_2} {K} = \ frac {Z_1} {K} + \ frac {Z_2} {K} = [X_1] + [X_2] $$
Svar
Även om du i allmänhet har gjort ett bra jobb har du gjort ett viktigt fel. Hydrolysen av cyanidjonen bör skrivas som en jämviktsreaktion :
$$ \ ce {CN- (aq) + H2O (l) < = > HCN (aq) + OH- (aq)} $$
Det beror på att $ \ ce {HCN} $ är en mycket svag syra och dess konjugerade bas en svag bas (läxor: leta upp $ K_b $ av $ \ ce {CN -} $).
Nu, som du vederbörligen noterade, finns det överskott $ \ ce {KOH} $ i lösningen, som dissocierar helt. $ \ Ce {OH -} $ som härrör från denna dissociation driver nu jämvikten:
$$ K_b = \ frac {[\ ce {HCN}] \ times [\ ce {OH-}]} {[\ ce {CN -}]} $$
till vänster. Som ett resultat är bidraget från $ [\ ce {OH -}] $ som kommer från hydrolysen av cyaniden försumbar och kan ignoreras. Endast $ [\ ce {OH -}] $ från överskottet $ \ ce {KOH} $ räknas. Så $ [\ ce {OH -}] \ ca 0,06 \ \ mathrm {mol / L} $.
Vi kan bekräfta det numeriskt genom att anta $ [\ ce {OH -}] \ ca 0,06 \ \ mathrm {mol / L} $ och med:
$$ \ frac {[\ ce {HCN}]} {[\ ce {CN -}]} = \ frac {K_b} {[\ ce {OH -}]} \ ca 0,0027 $$
Så försumbar liten cyanid finns som syran $ \ ce {HCN} $.
När det gäller frågan att lägga till molariteter, i vissa fall är det tillåtet.
Säg att vi lägger till $ n_1 $ mol på $ X $ till $ V \ \ mathrm {L} $, vilket skulle ge en molaritet $ M_1 = \ frac {n_1} {V} $. I ett senare skede lägger vi till $ n_2 $ mol på $ X $, att molariteten skulle vara $ M_2 = \ frac {n_2} {V} $.
Den totala molariteten skulle vara:
$$ M = M_1 + M_2 = \ frac {n_1} {V} + \ frac {n_2} {V} = \ frac {n_1 + n_2} {V} $$
Men om vi skulle blanda volymer av lösningar skulle det vara:
$$ M = \ frac {M_1V_1 + M_2V_2} {V_1 + V_2} $$
Nu de är inte längre bara additiva.
Kommentarer
- Eftersom CN- är den konjugerade basen av en svag syra borde inte ' inte vara en stark bas?
- $ pK_b = 4,79 $, så ganska svag. Saker t.ex. ättiksyra / acetat.
- Så med tanke på att det är en svag bas definieras koncentrationen av OH- endast av KOH-koncentrationen, på grund av att CN- inte har tillräckligt med kraft för att " stjäla " en H från vattnet. Rätt?
- Att ' är ett poetiskt sätt att uttrycka det men i grund och botten korrekt.Bättre att bara titta på jämviktskonstantuttrycket, som säger $ $ [\ ce {HCN}] \ ca 0 $, om det finns överskott av hydroxid. Utan överskott av $ \ ce {KOH} $ skulle saker vara annorlunda. Överskottet av hydroxid undertrycker cyanidhydrolyseringen.
- Att ' är den punkt jag letade efter. På internet och till och med på min universitetsbok finns det bara exempel där inget reagens finns kvar i slutet av reaktionen. Om jag kan fråga dig, undertrycks cyanidhydrolyseringen på grund av OH-basens starkare Kb?
Svar
Först och främst baseras din beräkning på antagandet att HCN är en stark syra, vilket det inte är. Kontrollera om joniseringskonstanten för HCN är. Och ja, du kan lägga till mol direkt eftersom mol är diskreta partiklar, även om de är i lösning. Men du kan inte lägga till koncentration eller molaritet eftersom det är volymberoende och när du tänker på volymer kommer du så småningom att sluta lägga till mol igen.
Kommentarer
- Jag vet att HCN är en svag bas (dess Ka är 6,2×10 ^ (- 3)) men jag tänkte att eftersom den reagerar med en stark bas, den skulle fullständigt neutraliseras. Har jag fel?
- På oändlig tid, kanske ja. Men när du beräknar pH med en pH-mätare, ger det dig det omedelbara värdet. Och om jag ' inte har fel, finns det ' en buffertbildning också
- Vad menar du med ' oändlig tid '? Inser du hur snabba jonreaktioner i vatten verkligen är? Och nej, det finns ingen bufferteffekt här: det skulle bara vara fallet med partiell neutralisering , så det finns ' s betydande $ CN ^ – $ och $ HCN $ närvarande.