Chemiestudent.de - Chemie Forum

Hallo ihr Lieben!

Ich bräuchte bitte Hilfe bei folgender Aufgabe:

Obwohl der [Ag(CN)2] Komplex (K = 5,6 1018 mol^-2 L^2) stabiler ist als der entsprechende Chlorido-Komplex ([AgCl2]-, K = 10^5 mol^-2 L^2), kann der erste durch Behandlung mit Salzsäure in den zweiten umgewandelt werden:
[Ag(CN)2]- + 2 Cl- —> [AgCl2]- + 2 CN-

a) Erklären Sie diesen Befund qualitativ.

b) Berechnen Sie, bei welchem pH-Wert die Umwandlung einer 0,01 molaren [Ag(CN)2]- zu 50% erfolgt ist.

c) Wie viel Salzsäure muss dafür zu 1L Lösung zugegeben werden?
(Ka (HCN) = 4 10-10 mol L-1, HCl ist vollständig dissoziert)

Als Antwort auf Frage a) Hätte ich jetzt einfach vermutet, dass CN- durch die Salzsäure protoniert wird und daher zur Komplexbildung nicht mehr zur Verfügung steht bzw das Gleichgewicht zwischen den beiden Komplex auf Seiten des AgCl2 Komplexes verschoben wird.

Bei Fragen b) und c) komme ich überhaupt nicht weiter

Mein Ansatz für n) wäre, dass bei 50% Umsetzung die Konzentrationen der beiden Komplexe gleichzusetzen wären
Allerdings kommen meine Kommilitonen und ich dabei auf unterschiedliche Ergebnisse

Würden uns wirklich sehr freuen, wenn jemand die Aufgabe lösen bzw. Erklären könnte

Vielen Dank und liebe Grüße

Also bei der Umsetzung hast Du richtig vermutet entsteht HCN Blausäure, die leicht flüchtig ist und ausgetrieben wird.
Daher würde ich in der Reaktionsgleichung HCl und nicht Cl- einsetzen und das H+ im Massenwirkungsgesetz mit dem pH Wert darstellen.
Also b würde ich einfach sagen, wenn die Hälfte von 0,01 m Cyanokomplex = 0,005 mol/l umgesetzt sind, dann haben eben auch 0,01 mol/l HCl reagiert und das wäre pH 2.
Sind hier die ganzen Komplexkonstanten nicht Nebelkerzen.