1 Моль составляет 100%

X моль составляет 1,35%

x = 1,35 · 1/ 100 = 0,0135 (моль/л)

или a = 1,35/ 100 = 0,0135 (моль/л).

По закону разбавления получим:

K = = 1, 85 · 10^-5

Обе найденные величины констант ионизации уксусной кислоты очень хорошо согласуются между собой. Следовательно, ионизация уксусной кислоты — типичного слабого электролита — подчиняет­ся закону действия масс и вполне согласуется с теорией электролитической диссоциации.

Пример 7. Вычислить степень ионизации и концентрацию ионов [NН₄⁺] и [ОН‾] в 0,1н. растворе аммония гидроксида, если К_NН4ОН =1,76 · 10^-5.

Решение.

1. Молярная концентрация 0,1 н. раствора гидроксида аммония равна 0,1 М. Подставим значения К и С_м в уравнение закона разбав­ления и сделаем расчет:

2. концентрация ионов в растворе бинарного электролита равна

С_м · а, а так как бинарный электролит ионизирует с образованием одного катиона и одного аниона, то

[NH₄ ⁺] = [ОН‾] = 0,1·1,33·10^-2 = 1,33 · 10^-3 (моль/л)

При введении в раствор слабого электролита одноименных ионов существующее в растворе равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами нарушается и согласно закону действия масс смещается в сторону образования недиссоциированных молекул. Частным случаем этого положения является уменьшение ионизации слабых кислот и оснований при прибавлении к кислоте или основанию соли этой же кислоты или соли этого же основания. Так, например, если к раствору уксусной кислоты прибавить ка­кую-либо ее соль, то при этом будет введено много «одноименных» ионов СН₃СОO^‾ Это приведет к нарушению химического равно­весия:

СН₃СООН ↔ СН₃СОО ^‾ + Н ⁺

CH₃COONa → CH₃COO^‾ + Na⁺

Восстановление нарушенного равновесия происходит в резуль­тате соединения ионов [Н⁺] и [СН₃СОО‾^-] в неионизированные моле­кулы CH₃COOH. При этом концентрация ионов [Н⁺] в растворе понижается, вследствие чего уксусная кислота ведет себя как гораз­до более слабая кислота.

Пользуясь уравнением константы ионизации, можно подсчитать, какое изменение концентрации того или иного иона, а также сте­пени ионизации в растворе слабого электролита вызовет прибавле­ние к нему определенного количества сильного электролита с одно­именным ионом.

Пример 8. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода, если к 1 л 0,2 М раствора уксусной кислоты прибавить 0,1 моль натрия ацетата, степень диссоциации которого состав­ляет 80 %?

Решение.

1. Определим концентрацию ионов [Н⁺] в 0,2 М растворе ук­сусной кислоты до прибавления соли ацетата натрия:

СН₃СООН ↔ СН₃СОО^‾ + H⁺

[СН3СОО‾] · [H+ ]	=	KСН3СООН	= 1,74 · 10-5
[СН3СООН]

Концентрация ионов водорода может быть вычислена по упро­шенной формуле:

[ H ⁺] = = =1,87 · 10 ^–3 (моль/л)

2. Определим концентрацию ионов [H⁺] после прибавления соли ацетата натрия CH₃COONa.

Равновесное состояние будет характеризоваться, как и до добавления соли, законом действия масс и уравнением константы ионизации уксусной кислоты. Обозначим искомую концентрацию ионов водорода через х. Тогда концентрация недиссоциированных молекул будет равна 0,2 - х. Концентрация же анионов СН₃СОО^‾ будет слагаться из двух величин: из концентрации х, создаваемой ионизацией молекул уксусной кислоты и концентрацией, обусловленной диссоциацией прибавленной соли. Последняя может быть вычислена с учетом степени диссоциации соли.

В 0,1 М растворе она равна (0,1 · 0,80) 0,08 моль/л. Таким об­разом, равновесная концентрация ионов СН₃СОО^‾ будет равна 0,08 + х. Подставив найденные величины концентрации ионов в формулу константы ионизации СН₃СООН, получим:

х · (0,08 + х) 0,2 - х

= 1,74 · 10-5

3. Расчет можно упростить, принимая во внимание, что величина х мала по сравнению с 0,2 и 0,08 и ею можно пренебречь, т. е. при­нять

0,2 – х  0,2 и 0,08 + x  0,08. Тогда получим:

х · 0,08	= 1,74 ·10-5
0,2

Откуда

х =	0,2 · 1,74 ·10-5	= 4,35 ·10-5 (моль/л)
	0,08

Сравнивая концентрации ионов [Н⁺] до и после прибавления к раствору ацетата натрия, находим, что прибавление соли CH₃COONa вызвало уменьшение концентрации ионов водорода в 43 раза

Пример 9. Вычислить концентрацию ионов НСОО^‾ в раство­ре, литр которого содержит 0,1 М раствора муравьиной кислоты и 0,01 М раствора соляной кислоты, считая диссоциацию НС1 полной.

Решение.

1. В растворе происходят процессы ионизации данных кислот:

НСООН ↔ Н⁺ + НСОО ^- (слабый электролит)

НС1 → Н⁺ + Сl ^- (сильный электролит)

Ионизация муравьиной кислоты в присутствии сильной соляной кислоты будет сильно подавлена присутствием одноименных ионов Н⁺.

Равновесие ионизации муравьиной кислоты определяется ее константой ионизации, т. е.

[Н+] · [НСОО‾]	= KНСООН = 1,8 · 10-4
[НСООН]

2. Обозначим искомую концентрацию ионов НСОО‾ через х. Тогда концентрация ионов водорода в данной смеси будет слагаться из двух величин, а именно: из х моль/л, образующихся при иони­зации муравьиной кислоты, и 0,01 моль/л, образующегося при диссоциации НС1. Следовательно, [H⁺] = (0,01+ х). Концентрацию неионизированных молекул кислоты НСООН можно найти, вычитая из общей концентрации ее количество молей, продиссоциировавших на ионы,

т. е. х. Следовательно, [НСООН] = (0,1-х). Под­ставив найденные величины концентраций в уравнение константы ионизации НСООН, получим:

(0,01 + х) · х	= 1,8 · 10-4
0,1 - х

Степень ионизации муравьиной кислоты мала, поэтому ею мож­но пренебречь и вычисление вести по упрощенной формуле:

0,01 · х	= 1,8 · 10-4
0,1

Откуда

х =	1,8 ·10-4 · 0,1	= 1,8 · 10-3 (моль/л)
	0,01

Следовательно, искомая концентрация анионов [НСОО^‾] в равновесной системе равна 1,8 · 10^-3 (моль/л).