Вычисление кислотности и pH раствора щавелевой кислоты

Предмет: Химия

Раздел: Растворы, Теория электролитов (Кислотно-основные равновесия)

Задача: Вычисление кислотности [H^+] и pH раствора щавелевой кислоты

Дано:

• Концентрация щавелевой кислоты C = 0.75 \, \text{моль/л}
• Константа диссоциации первой стадии K_a = 6.5 \times 10^{-2}

Щавелевая кислота (C_2H_2O_4)

— это слабая двуосновная кислота, однако, для упрощения мы будем учитывать только диссоциацию по первой ступени, так как она вносит наибольший вклад в общее количество ионов H^+.

Уравнение диссоциации щавелевой кислоты:

C_2H_2O_4 \rightleftharpoons H^+ + HC_2O_4^-

Начальное количество молекул кислоты C_2H_2O_4 равно концентрации исходного раствора — 0.75 \, \text{моль/л}.

Выразим связь концентрации ионов H^+ с константой диссоциации K_a:

Константа диссоциации для слабых кислот рассчитывается по формуле:

K_a = \frac{[H^+][HC_2O_4^-]}{[C_2H_2O_4]},

где:

• [H^+] = [HC_2O_4^-] = x — концентрация получившихся катионов водорода и анионов гидрооксалата,
• начальная концентрация кислоты C_2H_2O_4 уменьшится на x, так как именно столько моль распалось на ионы.

Тогда концентрация непрореагировавшей кислоты будет [C_2H_2O_4] \approx C - x. Для удержания условий задачи, можем предположить, что при слабой диссоциации x относительно мало и C - x \approx C.

Подставим значения в выражение для K_a:

K_a = \frac{x \cdot x}{C} = \frac{x^2}{C}

6.5 \times 10^{-2} = \frac{x^2}{0.75}

Теперь найдём x^2:

x^2 = 6.5 \times 10^{-2} \times 0.75 = 4.875 \times 10^{-2}

Рассчитаем x, который равен концентрации [H^+] в растворе:

x = \sqrt{4.875 \times 10^{-2}} \approx 0.221 \, \text{моль/л}

Таким образом, концентрация [H^+] = 0.221 \, \text{моль/л}.

Вычисление pH:

pH можно вычислить по формуле:

pH = -\log[H^+]

Подставим полученное значение [H^+] = 0.221 \, \text{моль/л}:

Ответ:

• Концентрация ионов [H^+] = 0.221 \, \text{моль/л}
• Значение pH \approx 0.655

pH = -\log(0.221) \approx 0.655