3.2. Определение константы диссоциации слабого бинарного электролита.

Пример 2. Рассчитайте константу диссоциации 0,1 М сероводородной кислоты, если степень диссоциации ее по первой ступени = 1,05 10 ^–3 .

Решение. Константа диссоциации и степень диссоциации слабого бинарного электролита связаны между собой соотношением (закон разбавления Оствальда)

К_д= , где

К_д ‑ константа диссоциации;

‑ степень диссоциации;

с ‑ концентрация электролита, моль/л.

В случаях электролитов ( 1) выражение закона Оствальда упрощается:

К_д= с

Сероводородная кислота слабая, поэтому можно пользоваться этой упрощенной формулой, отсюда

К_д=(1,05 10 ^–3)² 0,1 = 1,1 10 ^–7

3.3. Вычисление степени диссоциации слабого электролита.

Пример 3. Константа диссоциации циановодорода равна 7,9 10 ^–10. Найти степень диссоциации НСN в 0,001 М растворе.

Решение. Поскольку константа диссоциации (Кд) HCN очень мала, то для расчета можно воспользоваться приближенной формулой:

где ‑ степень диссоциации;

С_М ‑ молярная концентрация моль/л

Тогда

3.4. Вычисление [H⁺] в растворе одноосновной сильной кислоты.

Пример 4. Вычислить [H⁺] н рН 0,05 н. раствора соляной кислоты.

Решение. Одноосновные сильные кислоты ( соляная, азотная, хлорная и др.) диссоциируют практически полностью по схеме: НА Н⁺ +А ^–

В их растворах концентрация водородных ионов приблизительно равна концентрации кислоты: [ H⁺] C_К , где C_К ‑ концентрация кислоты моль/л или г-экв/л.

Тогда [ H⁺] 0,05 или 5 10 ^–2г-экв/л

рН = – lg[ H⁺] = lg 5 10 ^–2= –( lg5 – 2 lg10) = –lg5 +2 =1,3

3.5. Вычисление [ H⁺] в растворе одноосновной слабой кислоты.

Пример 5. Вычислить [ H⁺] и рН 0,2 н. раствора уксусной кислоты.

Решение. Для слабой одноосновной кислоты диссоци­ирующей по схеме: НА Н⁺ +А ^– константа диссоциации равна

К_К =

Если обозначить концентрацию диссоциированных молекул кислоты через Х, то [ H⁺] [A^–] = Х, а концентрация недиссоциирующих молекул [HA] = С_К ‑ Х. Поскольку концентрация диссоциируемых молекул Х в растворе слабой кислоты весьма незначительна по сравнению с ее общей концентрацией, принимают, что С_К ‑ Х = С_К.

Подставляя эти значения в исходное уравнение, получают К_К = .Отсюда Х = или [ H⁺] =

Из таблицы 1 видно, что К = 1,8 10^–5 . Тогда [ H⁺] = = = = = 1,9 10 ^–3 г-ион/л

Следовательно рН = –lg 1,9 10 ^–3 = 2,27.

3.6. Вычисление [ H⁺] в растворе слабой много­основной кислоты.

Пример 6. Вычислить [ H⁺] в 0,025 М растворе сероводородной кислоты.

Решение. Из таблицы 1 видно, что для сероводородной кислоты К₁ = 5,7 10^–3 , а К₂ = 1,2 10 ^–5. Следовательно, почти все ионы водорода получаются в результате диссоциации кислоты по первой ступени : H₂S Н⁺ + HS ^–, а уравнение константы диссоциации имеет вид :

К =

Если обозначить [ H⁺] = [ HS ] = Х , то получим

К =

Откуда Х = =3,77 10 ^–5 г-ион/л