Вычислить рН следующих растворов слабых электролитов: а) 0,02M NH,OH; 6)0,1M HCN.

Для вычисления pH растворов слабых электролитов, таких как аммиак (NH₄OH) и цианистая кислота (HCN), необходимо учитывать их степень диссоциации и константы диссоциации.

а) 0,02 M NH₄OH

Аммиак является слабым основанием и диссоциирует в воде по следующему уравнению:

\[ \text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \]

Константа диссоциации оснований (Kb) для аммиака приблизительно равна \(1.8 \times 10^{-5}\).

Для расчета pOH раствора можно использовать формулу:

\[ K_b = \frac{[NH_4^+][OH^-]}{[NH_3]} \]

Обозначим концентрацию OH⁻ как x. Таким образом, у нас будет:

\[ K_b = \frac{x^2}{[NH_3] - x} \approx \frac{x^2}{0.02} \]

Так как \( K_b \) маленькое, можем пренебречь x в знаменателе:

\[ 1.8 \times 10^{-5} = \frac{x^2}{0.02} \]

Решаем уравнение:

\[ x^2 = 1.8 \times 10^{-5} \times 0.02 \] \[ x^2 = 3.6 \times 10^{-7} \] \[ x \approx 6 \times 10^{-4} \text{ M (OH}^-\text{)} \]

Теперь находим pOH:

\[ pOH = -\log(6 \times 10^{-4}) \approx 3.22 \]

И, используя соотношение:

\[ pH + pOH = 14 \]

Получаем:

\[ pH = 14 - 3.22 \approx 10.78 \]

б) 0,1 M HCN

HCN является слабой кислотой и диссоциирует в воде по следующему уравнению:

\[ \text{HCN} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{CN}^- \]

Константа диссоциации кислот (Ka) для HCN примерно равна \(6.2 \times 10^{-10}\).

Также можно использовать аналогичное уравнение:

\[ K_a = \frac{[H^+][CN^-]}{[HCN]} \]

Обозначим концентрацию H⁺ как y:

\[ K_a = \frac{y^2}{[HCN] - y} \approx \frac{y^2}{0.1} \]

Так как \( K_a \) маленькое, можем пренебречь y в знаменателе:

\[ 6.2 \times 10^{-10} = \frac{y^2}{0.1} \]

Решаем уравнение:

\[ y^2 = 6.2 \times 10^{-10} \times 0.1 \] \[ y^2 = 6.2 \times 10^{-11} \] \[ y \approx 7.87 \times 10^{-6} \text{ M (H}^+\text{)} \]

Теперь находим pH:

\[ pH = -\log(7.87 \times 10^{-6}) \approx 5.10 \]

Таким образом, результаты:

• pH 0,02 M NH₄OH ≈ 10.78
• pH 0,1 M HCN ≈ 5.10