Dane:

$C_0=1\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}$  

$pH=3$  

Szukane:

$K=?$  

$\alpha =?$  

Rozwiązanie:

Jeżeli pH roztworu wynosi 3, to:

$pH=3\to \left[H^{+}\right]=0,001\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}$  

Znając stężenie jonów H⁺ oraz stężenie początkowe roztworu, możemy wyznaczyć stopień dysocjacji tego kwasu:

$\alpha =\frac{C_z}{C_0}\cdot 100\%$  

$\alpha =\frac{0,001\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}}{1\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}}\cdot 100\%=0,1\%$  

 

Aby wyznaczyć stałą dysocjacji tego kwasu musimy na początku zapisać równanie jego dysocjacji:

$HX\to H^{+}+X^{-}$  

Wyrażenie na stałą równowagi tej reakcji będzie następujące:

$K=\frac{\left[H^{+}\right]\left[X^{-}\right]}{\left[HX\right]}$  

Wiemy, że stężenie jonów H⁺ oraz X^- są sobie równe. Możemy więc zapisać, że:

$K=\frac{{\left[H^{+}\right]}^2}{\left[HX\right]}$  

Podstawmy dane liczbowe i wyznaczmy stałą dysocjacji tego kwasu:

$K=\frac{{0,001}^2}{1}={10}^{-6}$  

 

Odpowiedź: Stopień dysocjacji tego kwasu wynosi 0,1%, stała dysocjacji jest równa 10^-6