Задача на степень диссоциации и pH степень диссоциации азотноватистой кислоты в 0.01 м растворе и ph

Предыдущий
вопрос Следующий
вопрос

Чтобы рассчитать степень диссоциации (α) азотноватистой кислоты (HNO₂) в 0.01 м растворе, нам нужно учитывать, что HNO₂ является слабой кислотой и диссоциирует по следующей реакции:

[
\text{HNO}_2 \leftrightarrow \text{H}^+ + \text{NO}_2^-
]

Степень диссоциации α определяется как доля молекул кислоты, которая диссоциировала. Для расчёта нам нужны некоторые данные, такие как константа кислотности (Ka) для HNO₂.

Для HNO₂ значение ( K_a ) примерно равно ( 4.5 \times 10^{-4} ).

Теперь обозначим:

Теперь можем записать выражение для константы диссоциации:

[
K_a = \frac{[H^+][NO_2^-]}{[HNO_2]} = \frac{(\alpha \cdot 0.01)(\alpha \cdot 0.01)}{0.01(1 - \alpha)}
]

Подставляя известные значения, получаем:

[
4.5 \times 10^{-4} = \frac{\alpha^2 \cdot 0.01}{0.01(1 - \alpha)}
]

Упрощая уравнение, можно записать:

[
4.5 \times 10^{-4} = \frac{\alpha^2}{1 - \alpha}
]

Для малых значений α (что верно для слабых кислот) можно сделать приближенение ( 1 - \alpha \approx 1 ). Тогда уравнение упрощается до:

[
4.5 \times 10^{-4} \approx \alpha^2
]

Теперь, найдя α:

[
\alpha \approx \sqrt{4.5 \times 10^{-4}} \approx 0.0212
]

Степень диссоциации в процентах:

[
\alpha \cdot 100\% \approx 2.12\%
]

Теперь рассчитаем pH раствора. Концентрация ионов водорода [H⁺] будет равна ( \alpha \cdot 0.01 ):

[
[H^+] = 0.0212 \cdot 0.01 \approx 2.12 \times 10^{-4} \text{ моль/л}
]

Теперь можем рассчитать pH:

[
pH = -\log[H^+] \approx -\log(2.12 \times 10^{-4}) \approx 3.67
]

Таким образом, степень диссоциации азотноватистой кислоты в 0.01 м растворе составляет примерно 2.12%, а pH раствора равен примерно 3.67.