Рассчитать pH 0.01 M раствора KCN: соль образована катином сильногооснования и анионом слабой кислоты. Поэтому рН будет счтиатьься по формуле: рН = 7+ 0.5*рКа+0.5*lgC рКа - константа диссоциации кислоты HCN (5*10^(-10)), С - конц-ция соли (0.01) pH = 7 + 0.5*9.3 + 0.5*2 = 12.65
Рассчитать pH 0.001 M NaOH NaOH - сильное основание и диссоциирует полностью, поэтому конц-я ОН(-) есть конц-я самого NaOH. Тогда: [OH(-)] = 0.001>>>pOH = -lg[OH(-)] = 3 >> pH = 14-pOH = 14-3=11
Рассчитать pH 0.1 M HCN HCN - слабая кислота и диссоциирует не полностью, т.е. [H(+)] не равно конц-ции самой кислоты. рН считатеся так: [H(+)] = корень из (Ка*С) = корень из (5*10^(-10)*0.1) = 7.07*10^(-6) моль/л рН = -lg[H(+)] = -lg{7.07*10^(-6)} = 5.2
Sn(NO3)2 - соль, образованная катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, поэтому гидролиз идет по катиону: в молекулярном виде: Sn(NO3)2 + H2O обратимая стрелка [Sn(OH)]NO3 + HNO3 (по первой ступени) [Sn(OH)]NO3 + H2O обратимая стрелка Sn(OH)2 + HNO3 (по второй ступени) в сокращенно-ионном виде: Sn(2+) + H2O обратимая стрелка [Sn(OH)](+) + H(+) (по первой ступени) [Sn(OH)](+) + H2O обратимая стрелка Sn(OH)2 + H(+) (по второй ступени)
Kb ≈ α²c (можно воспользоваться приближенной формулой, поскольку гидрат аммиака - слабо диссоциирующее соединение), отсюда α ≈ √(Kb / c) = √(1,78 * 10^(-5) / 0,1) = 0,0133.
Рассчитаем степень диссоциации после добавления соли:
NH3*H2O ⇄ NH4(+) + OH(-)
Начальное кол-во0,10,10___
Реагирует0,1α0,1α0,1α_
Равновесное кол-во_0,1(1 - α)_0,1(1 + α)__0,1α__
Kb = (0,1(1 + α) * 0,1α)/(0,1(1 - α)) = 0,1α(1 + α)/(1 - α)
(1 - α) в знаменателе можно отбросить, поскольку эта величина достаточно близка к единице. Тогда имеем уравнение:
1,78 * 10^(-5) = 0,1α(1 + α), отсюда α = 1,78 * 10^(-4).
Как видно, степень диссоциации уменьшается в 0,0133/(1,78 * 10^(-4)) = 74,7 раз.
Константа диссоциации, понятно, не изменяется.