Question

+50балов! Помогите с задачей: Чему равен рН 0,05 М раствора NH4OH, константа диссоциации которого 1,77*10^-5

Answer 1

Пишем диссоциацию гидроксида аммония
$\mathrm{NH_{4}OH \leftrightarrows NH_{4}^{+} + OH^{-}}$
Считаем степень диссоциации гидроксида
$\mathrm{\alpha = \sqrt{\frac{K}{C}} = \sqrt{\frac{1.77 \cdot 10^{-5}}{0.05}} = 0.0188}$
Считаем концентрацию гидроксид-ионов
$\mathrm{[OH^{-}] = \alpha \cdot C = 0.0188 \cdot 0.05 = 9.4 \cdot 10^{-4}}$ моль/л
Считаем рОН
$\mathrm{pOH = -lg(9.4 \cdot 10^{-4}) = 3.027}$
Ну и считаем рН
$\mathrm{pH = 14 - pOH = 14 - 3.027 = 10.973}$

Answer 2

Чтобы найти значение рН раствора NH4OH с константой диссоциации 1,77*10^-5, нужно использовать выражение для рН:

pH = -log[H+]

В данном случае мы знаем, что NH4OH - основа, и она диссоциирует на ионы NH4+ и OH-. Константа диссоциации (Кд) равна:

Кд = [NH4+][OH-]/[NH4OH]

Мы также знаем, что в начальном состоянии концентрация NH4OH равна 0.05 M. Поскольку NH4OH распадается только на один ион OH-, тогда после полной диссоциации концентрация OH- будет равна концентрации NH4OH, а концентрация NH4+ будет также равна концентрации NH4OH.

Теперь мы можем переписать уравнение для константы диссоциации:

Кд = [NH4OH][NH4OH]/[NH4OH]

1.77*10^-5 = [NH4OH]^2 / 0.05

Теперь решим уравнение для [NH4OH]:

[NH4OH]^2 = 0.05 * 1.77*10^-5

[NH4OH] = √(0.05 * 1.77*10^-5)

[NH4OH] ≈ 1.67*10^-3 M

Таким образом, концентрация NH4OH равна примерно 1.67*10^-3 M. Но нам нужно найти значение рН. Для этого рассмотрим уравнение диссоциации основания NH4OH:

NH4OH -> NH4+ + OH-

Степень диссоциации в данном случае примерно равна 1, поскольку каждая молекула NH4OH диссоциирует на одну молекулу NH4+ и одну молекулу OH-.

Таким образом, концентрация OH- равна 1.67*10^-3 M.

Теперь мы можем найти рН:

pOH = -log[OH-] = -log(1.67*10^-3) ≈ 2.78

pH = 14 - pOH = 14 - 2.78 ≈ 11.22

Таким образом, рН раствора NH4OH с константой диссоциации 1.77*10^-5 примерно равен 11.22.