Rozwiązanie:

Kwas HY ma większą wartość stałej dysocjacji niż kwas HX, a więc jest to kwas silniejszy. 

a)  

$NaX+HY\to HX+NaY$  

$NaY+HX\to \text{nie zachodzi}$  

 

b)  

Wiemy, że:

$pH=-\log \left[H^{+}\right]$  

Aby wyznaczyć stężenie jonów H⁺ tych kwasów jednoprotonowych korzystamy z wzoru na stałą dysocjacji:

$K=\frac{\left[H^{+}\right]\left[A^{-}\right]}{\left[HA\right]}$  

Czyli

$K=\frac{{\left[H^{+}\right]}^2}{C_0}\to \left[H^{+}\right]=\sqrt{K\cdot C_0}$  

A więc:

kwas HX

$\left[H^{+}\right]=\sqrt{4,0\cdot {10}^{-5}\cdot 1\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}}=\sqrt{4,0\cdot {10}^{-5}}=6,32\cdot {10}^{-3}$  

$pH=-\log \left(6,32\cdot {10}^{-3}\right)=2,19$  

 

kwas HY: 

$\left[H^{+}\right]=\sqrt{\left(2,3\cdot {10}^{-2}\cdot 1\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}\right)}=\sqrt{2,3\cdot {10}^{-2}}=0,15$  

$pH=-\log \left(0,15\right)=0,81$  

 

Wyższe pH posiada więc kwas HX