Рассчитайте pH 0,02 н раствора сернистой кислоты

Сернистая кислота (H2SO3) является слабой двухосновной кислотой, но для данной задачи мы рассматриваем её как монопротонную кислоту (то есть учитываем только первую стадию диссоциации) для упрощения вычислений.

В общем случае диссоциация слабой кислоты выглядит так:

H2SO3 ⇌ H+ + HSO3^-

В этом случае константа диссоциации (Ka) определяется как Ka = [H+][HSO3^-]/[H2SO3], где [H+], [HSO3^-] и [H2SO3] - это концентрации ионов водорода (H+), иона сернистокислого водорода (HSO3^-) и молекул сернистой кислоты (H2SO3) в растворе.

Если мы знаем, что начальная концентрация сернистой кислоты (H2SO3) равна 0,02 M, то мы можем предположить, что при достижении равновесия концентрация ионов водорода (H+) и иона сернистокислого водорода (HSO3^-) будет равна x, а концентрация сернистой кислоты (H2SO3) будет равна 0,02 - x.

Тогда уравнение для Ka становится:

Ka = x*x/(0.02 - x)

Данное уравнение можно решить численно или с помощью приближения (если x << 0,02, то можно предположить, что 0,02 - x ≈ 0,02), чтобы найти значение x, которое будет равно [H+].

Но в данном случае у нас есть значение Ka, которое равно 1,4 * 10^-2.

Подставляем значение Ka и приближаем:

1,4 * 10^-2 = x^2/0.02

Решаем это уравнение для x:

x = sqrt(1,4 * 10^-2 * 0.02)

Значение x, которое мы получили, равно концентрации ионов водорода [H+] в растворе. Теперь мы можем использовать это значение, чтобы вычислить pH раствора.

pH определяется как pH = -log[H+].

Таким образом, мы можем вычислить pH следующим образом:

pH = -log(1.67 * 10^-2) ≈ 1.78

Таким образом, pH 0,02 М раствора сернистой кислоты, при данной константе диссоциации, составляет примерно 1.78.

[H+]=sqrt(C*K)=sqrt(0,3*1,4*10^(-2))=0,0648
pH=-lg(0,0648)=1,2

pH = 1,9 + log([SO32-]/[HSO3-]) = 1,9 + log(0,02/0,02) = 1,9 + log(1) = 1,9

Поскольку серная кислота даёт при диссоциации два иона водорода, то реальная концентрация ионов - 0,04 моль/л.
рН = -lg[H+] = -lg[0,04] = -lg 4*10^-2 = -lg4 + 2 = -0,6 + 2 = 1,4
ответ: рН = 1,4