Как рассчитать pH в растворе соли , образованной слабой кислотой и слабым основанием ? Вот например pH 1M раствора Nh4HCO3
Ка 4,5*10-⁷. Кб 1,76*10-⁵ (pH=7,79)

Предыдущий
вопрос Следующий
вопрос

Для расчета pH раствора соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, необходимо использовать систему уравнений, основанную на константах диссоциации. В вашем случае рассматривается соль аммоний бикарбонат (NH4HCO3), которая образуется из аммониевой кислоты (NH4^+) и бикарбонат-ионов (HCO3^-).

Сначала вычислим константу диссоциации для соли. Мы знаем, что:

Константа кислотности ( K_a ) аммониевой кислоты (NH4+):
[ K_a = 4.5 \times 10^{-7} ]

Константа основности ( K_b ) угольной кислоты (HCO3^-):
[ K_b = 1.76 \times 10^{-5} ]

Из этих констант можно найти ( K_w ) - константу ионного произведения воды (при 25°C ( K_w \approx 1.0 \times 10^{-14} )):
[
K_w = K_a \cdot K_b
]

Для раствора 1M NH4HCO3 можно использовать уравнение, учитывающее ионное равновесие. Так как аммоний (NH4^+) будет диссоциировать, создавая H+ и HCO3^-:

[
NH4^+ \rightleftharpoons H^+ + NH3
]

Составим уравнение на основе Ka и используем для расчета pH:

[
K_a = \frac{[H^+][NH3]}{[NH4^+]}
]

Поскольку концентрации всех компонентов приблизительно равны, можно записать:

[
K_a = \frac{x^2}{C - x} \quad (C = 1M)
]

При этом ( x ) - это концентрация ( [H^+] ). Для достаточно разбавленных растворов ( x ) можно считать небольшой величиной по сравнению с ( C ), поэтому приближаемся:

[
K_a \approx \frac{x^2}{1} \implies x^2 = K_a \implies x = \sqrt{K_a} = \sqrt{4.5 \times 10^{-7}} \approx 0.0006708 \,M
]

Теперь мы можем рассчитать pH:

[
pH = -\log[H^+] = -\log(0.0006708) \approx 3.17 + 7 = 10.83
]

Это значение pH будет корректно анализировать в зависимости от ионов в растворе. Объединяя эффекты как NH4^+, так и HCO3^-.

При диполярных солях, у которых наблюдается плоская реверсия осмотической активности, а также при рассчете pH необходимо будет использовать данный подход , уравнение равноценной реверсии. Пожалуйста уточните путь подтверждения.