Dane:

$m_{HX}=30\text{g}$  

$M_{HX}=60\frac{\text{g}}{\text{mol}}$  

$V_r=1{\text{dm}}^3$  

$H^{+}=1,8\cdot {10}^{21}$  

Szukane:

$K_{=}?$  

$\alpha =?$  

Rozwiązanie:

Na początku obliczmy liczbę moli kwasu:

$n_{HX}=\frac{30\text{g}}{60\frac{\text{g}}{\text{mol}}}=0,5\text{mol}$  

A więc stężenie początkowe tego kwasu wynosi:

$C_0=\frac{0,5\text{mol}}{1{\text{dm}}^3}=0,5\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}$  

W roztworze znajduje się 1,8^.10²¹ jonów H⁺. Obliczmy ile to moli

$6,02\cdot {10}^{23}{H}^{+}-1\text{mol}$  

$1,8\cdot {10}^{21}-x$  

$x=\frac{1,8\cdot {10}^{21}\cdot 1\text{mol}}{6,02\cdot {10}^{23}}=3\cdot {10}^{-3}\text{mol}$  

W roztworze znajduje się 3^.10^-3 mola jonów H⁺. Obliczmy stężenie tych jonów w roztworze:

$\left[H^{+}\right]=\frac{3\cdot {10}^{-3}\text{mol}}{1{\text{dm}}^3}=3\cdot {10}^{-3}\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}$  

 

 

Znamy już stężenie początkowe oraz stężenie jonów zdysocjowanych. Możemy teraz obliczyć stopień dysocjacji tego kwasu:

$\alpha =\frac{C_z}{C_0}$  

A więc:

$\alpha =\frac{\left[H^{+}\right]}{C_0}\cdot 100\%=\frac{3\cdot {10}^{-3}}{0,5}\cdot 100\%=0,6\%$  

$\alpha =0,6\%$  

 

 

Kwas jednoprotonowy dysocjuje w następujący sposób:

$HX\to H^{+}+X^{-}$  

Wyrażenie na stałą dysocjacji tego kwasu będzie więc nastęujące:

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

Wiemy, że stężenia jonów H⁺ i X^- są sobie równe, a więc możemy to wyrażenie zapisać w następujący sposób:

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

Wyznaczmy wartość stałej dysocjacji tego kwasu

$K=\frac{{\left(3\cdot {10}^{-3}\right)}^2}{0,5}=1,8\cdot {10}^{-5}$  

Wyniki:

Stopień dysocjacji	$0,6\%$
Stała dysocjacji	$1,8\cdot {10}^{-5}$