Сила кислот и оснований: Ka, Kb и расчёт гидролиза

Название «слабая кислота» ещё не сообщает pH её раствора. Для расчёта нужны концентрация, температура, константа конкретного равновесия и описание остальных частиц. Один и тот же метод связывает диссоциацию молекулы, протонирование основания и гидролиз соли: сначала записывают перенос протона, затем материальный и зарядовый балансы.

Уровень: углублённый практикум 10–11 классов. Нужны молярная концентрация, pH и автопротолиз воды, сопряжённые кислоты и основания и расчёт равновесного состава. Первые объяснения помогают основному маршруту; квадратные уравнения, количественный гидролиз и полные балансы — дополнительная ступень. Расчёт сверхразбавленного раствора в последней задаче факультативен.

Что именно измеряют Ka и Kb

Для одноосновной молекулярной кислоты HA и нейтрального основания B в воде запишем:

HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻;

B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻.

K_a характеризует отдачу протона данной кислотой в выбранной среде, K_b — принятие протона данным основанием от растворителя. Сравнение чисел требует одинаковых температуры, растворителя и согласованного определения константы. Сила кислоты не равна её концентрации.

Для строгого описания нужны безразмерные активности. Здесь активность воды принимается близкой к 1; активность растворённой частицы в идеальном разбавленном приближении заменяем на c/c°, где c° = 1 моль/л:

K_a = a(H₃O⁺)a(A⁻)/a(HA) ≈ c(H₃O⁺)c(A⁻)/[c(HA)c°];

K_b = a(BH⁺)a(OH⁻)/a(B) ≈ c(BH⁺)c(OH⁻)/[c(B)c°].

Именно нормированные, безразмерные K используются ниже. Если источник опускает c° и приписывает константе единицу концентрации, сначала согласуйте определения. При записи всех c в ммоль/л стандартное значение равно 1000 ммоль/л, а не 1 ммоль/л. Коэффициенты активности нельзя без проверки считать единицей в концентрированном или сильно ионном растворе.

Чем больше K_a, тем сильнее данная кислота в сравниваемой среде. Удобно pK_a = −lg K_a: меньшая pK_a соответствует большей K_a. Для оснований аналогично используют pK_b. Из одного числа нельзя вывести токсичность, растворимость или скорость реакции кислоты с металлом.

Численные условия этой статьи — самостоятельные учебные модели. HA, B и M обозначают условные частицы; заданные им константы не являются справочными значениями конкретных реальных кислот, оснований или металлов. Во всех примерах и заданиях, если отдельно не сказано иное, T = 298,15 К, K_w = 1,00 × 10⁻¹⁴, растворы идеальны, объём постоянен, углекислота воздуха и посторонние кислоты/основания отсутствуют. При другой температуре K_w и остальные константы нужно задать заново.

Сопряжённая пара и ионное произведение воды

Ион A⁻, образовавшийся при отдаче протона HA, сам способен принять протон от воды. Если сложить диссоциацию HA и основной процесс A⁻ + H₂O ⇌ HA + OH⁻, HA и A⁻ сократятся. Останется автопротолиз воды. Поэтому при одинаковых условиях и согласованных стандартах:

Для одной сопряжённой пары HA/A⁻ выполняется K_a(HA)K_b(A⁻) = K_w. Аналогично K_a(BH⁺)K_b(B) = K_w. Перемножать константы произвольных несопряжённых кислоты и основания нельзя.

pK_a + pK_b = pK_w.

При заданных 298,15 К pK_w = 14,00. В этой идеальной модели pH ≈ −lg[c(H₃O⁺)/c°], pOH ≈ −lg[c(OH⁻)/c°], pH + pOH ≈ 14,00. Нейтральность означает равенство активностей гидроксония и гидроксида, а число 7 зависит от температуры. Концентрационный расчёт — приближение к активностному определению pH.

Пример 1. Найти константу сопряжённой частицы

Для отдельной условной HX задано K_a = 4,00 × 10⁻⁵. Тогда K_b(X⁻) = 10⁻¹⁴/(4,00 × 10⁻⁵) = 2,50 × 10⁻¹⁰. Приближённо pK_a = 4,398, pK_b = 9,602; сумма 14,000. Более слабой кислоте с меньшей K_a соответствует более сильное сопряжённое основание. Но pH раствора X⁻ ещё не найден: нужна его аналитическая концентрация.

Один перенос протона: точный корень выбранной модели

Пусть раствор содержит только одноосновную кислоту HA с аналитической концентрацией C. Она равна суммарной концентрации всех форм этой кислотной части: c(HA) + c(A⁻) = C. Если вклад воды и исходные ионы гидроксония пренебрежимо малы, то на один образовавшийся A⁻ приходится один H₃O⁺. Обозначим их концентрацию x.

Вода не отсутствует в действительности: её вклад проверяется после расчёта. Для q₀ = C/c° и u = x/c° выражение становится безразмерным:

K_a = u²/(q₀ − u); u² + K_au − K_aq₀ = 0;

u = [√(K_a² + 4K_aq₀) − K_a]/2.

Выбирается корень с 0 < x < C. Он точен в рамках этой одноступенчатой идеальной модели без вклада воды, а не является точным решением для любого реального раствора. Для основания B с исходной C и без исходного BH⁺ аналогично находят x = c(OH⁻) = c(BH⁺), заменяя K_a на K_b.

Если x ≪ C, знаменатель C − x заменяют на C. Тогда x ≈ √(K_aCc°). После вычисления проверяют x/C. Учебный критерий «меньше 5%» — ориентир для данного упрощения, а не доказательство правильности всех остальных допущений. Отдельно проверяют воду, исходные ионы, другие ступени, осадки и активности.

Пример 2. Слабая кислота: приближение проходит проверку

Пусть C = 0,0400 моль/л, K_a = 2,00 × 10⁻⁵. Приближение даёт x ≈ √(2,00 × 10⁻⁵ × 0,0400) = 8,944 × 10⁻⁴ моль/л: при записи числа c° уже согласовано с 1 моль/л. Отношение x/C ≈ 2,24%, поэтому замена знаменателя для ориентировочного расчёта приемлема.

Полный квадратный корень даёт x = 8,84483 × 10⁻⁴ моль/л, c(HA) ≈ 0,0391155 моль/л, pH ≈ 3,05. Приближённый x завышен примерно на 1,12%, а не на 2,24%: доля диссоциации и ошибка вычисления — разные характеристики. Концентрация OH⁻, найденная из K_w, около 1,13 × 10⁻¹¹ моль/л и действительно ничтожна по сравнению с x.

Степень диссоциации и закон разбавления Оствальда

Для рассмотренной кислоты α = x/C — доля исходной кислотной части, перешедшая из HA в A⁻. Это не свойство, неизменное при любом разбавлении. Подставляя x = αC, получаем для того же набора допущений:

K_a = (C/c°)α²/(1 − α); при α ≪ 1: α ≈ √(K_ac°/C).

Это форма закона разбавления Оствальда для простого слабого одноосновного электролита. Не следует переносить её на сильный электролит, многократный гидролиз или смесь нескольких кислот без нового баланса. По мере разбавления α может увеличиваться, хотя сама концентрация гидроксония уменьшается.

Пример 3. Больше диссоциация, но менее кислый раствор

Разбавим модельную кислоту примера 2 до C = 2,00 × 10⁻⁴ моль/л, сохранив температуру и K_a. Приближение дало бы x ≈ 6,325 × 10⁻⁵ моль/л, то есть около 31,6% от C. Условие малого изменения не выполнено.

Полное решение даёт x ≈ 5,40312 × 10⁻⁵ моль/л, α ≈ 27,0%, pH ≈ 4,27. Относительно предыдущего раствора доля диссоциации выросла с 2,21% до 27,0%, но c(H₃O⁺) уменьшилась и pH повысился. Приближённый x здесь ошибается примерно на 17,1%. Вода пока несущественна: c(OH⁻) около 1,85 × 10⁻¹⁰ моль/л.

Пример 4. Слабое основание и переход pOH → pH

Для нейтрального B заданы C = 0,0200 моль/л и K_b = 5,00 × 10⁻⁶. В модели B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻ неизвестная x относится к гидроксиду. Квадратный корень даёт x ≈ 3,13738 × 10⁻⁴ моль/л и долю протонированного B около 1,57%.

pOH ≈ 3,503, поэтому при заданных условиях pH ≈ 14,00 − 3,503 = 10,50. Если ошибочно назвать −lg x сразу pH, основному раствору будет приписана кислая среда. Для аммиака та же схема записывается NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻; устойчивые отдельные молекулы «NH₄OH» вводить не требуется. Число K_b для реального NH₃ нужно брать из соответствующего условия или таблицы, а не автоматически переносить с нашего B.

Гидролиз соли: сначала диссоциация, затем равновесие

В соли NaA при полном растворении получаются Na⁺ и A⁻. Если HA слаба, анион принимает протон от воды. Для соли BHCl кислым участником является BH⁺; Cl⁻ в обычной модели заметно не протонируется. Это разные процессы, хотя исходные соли обе могут быть сильными электролитами.

A⁻ + H₂O ⇌ HA + OH⁻;

BH⁺ + H₂O ⇌ B + H₃O⁺.

Перед использованием квадратного корня находят концентрацию реагирующего иона, а не обязательно концентрацию формульных единиц соли. Например, если в модели растворилась CaA₂, C(A⁻) = 2C(соли). В расчёте дополнительно оговаривают, что Ca²⁺ не создаёт значимого отдельного кислотного эффекта, осадка или комплекса.

Пример 5. Соль слабой кислоты

В растворе NaA исходная аналитическая концентрация A⁻ равна 0,100 моль/л; для HA задано K_a = 2,00 × 10⁻⁵. Тогда K_b(A⁻) = 5,00 × 10⁻¹⁰. При расходовании x аниона образуются по x HA и OH⁻:

K_b ≈ x²/[(C − x)c°].

Решение даёт x ≈ 7,07082 × 10⁻⁶ моль/л, pOH ≈ 5,151, pH ≈ 8,85. Доля гидролизованного A⁻ всего около 0,00707%, но раствор заметно щелочной. Из K_w получается c(H₃O⁺) ≈ 1,41 × 10⁻⁹ моль/л: ею можно пренебречь в принятом сокращённом балансе при указанной учебной точности.

Пример 6. Соль слабого основания

Для B из примера 4 K_b = 5,00 × 10⁻⁶, поэтому K_a(BH⁺) = 2,00 × 10⁻⁹. Пусть аналитическая концентрация BHCl равна 0,0500 моль/л. Для первой кислотной ступени BH⁺ квадратный корень даёт c(H₃O⁺) ≈ 9,999 × 10⁻⁶ моль/л; pH ≈ 5,00.

Малое приближение x ≈ 1,00 × 10⁻⁵ моль/л здесь хорошо: x/C около 0,0200%. Соль полностью распалась на ионы, но лишь небольшая доля BH⁺ отдала протон. Нельзя делать вывод «соль — слабый электролит», подменяя диссоциацию её последующим гидролизом.

Материальный баланс не заменяет зарядовый

Материальный баланс считает все формы выбранной части вещества. Зарядовый баланс требует равенства суммарных концентраций положительных и отрицательных зарядов. Многозарядный ион входит с множителем, равным модулю его заряда; коэффициент перед ним не теряется при переходе к концентрациям.

Обозначим h = c(H₃O⁺), o = c(OH⁻). Ниже приведены полные балансы для указанных простых моделей до пренебрежения водой. Ионы соли Na⁺/Cl⁻ остаются в зарядовом балансе, хотя не входят в выражение кислотной константы.

Для чистой кислоты отсюда h ≈ c(A⁻), если o мало. Для NaA, напротив, концентрация образовавшейся HA равна o − h, а не строго o. Часто h настолько мала, что получается привычное x ≈ o, но это уже проверяемое приближение. Произвольная смесь кислоты и соли не описывается таблицей «исходных продуктов нет».

Кислотность аквакомплексов и её границы

Гидратированный металл может облегчать отдачу протона связанной водой. В качестве явно заданной первой ступени для условного комплекса рассмотрим:

[M(H₂O)₆]³⁺ + H₂O ⇌ [M(H₂O)₅OH]²⁺ + H₃O⁺.

Протон отдаёт лиганд — связанная вода, а не «атом металла, содержащий H». Общий заряд +3 сохраняется как +2 +1; M и все O/H также сохраняются. Степень окисления M не меняется: заряд всего комплекса понизился из-за отдачи протона, а не получения электрона. Усиление поляризации воды при большей плотности заряда металла помогает сравнивать сходные аквакомплексы, но не определяет численную K_a любой частицы по одному заряду.

Пример 7. Одноступенчатая модель с зарядом +3

Заданы C = 0,0100 моль/л комплекса с тремя однозарядными противоионами на формульную единицу и K_a,1 = 2,00 × 10⁻³. Условие модели исключает следующие ступени, полиядерные частицы, осадки и связывание противоионов. Если x комплекса отдаёт по одному протону, получаем c(M-формы 3+) = C − x, c(M-формы 2+) = x и h ≈ x.

Квадратное уравнение даёт x ≈ 0,00358258 моль/л, pH ≈ 2,45. Доля первой ступени около 35,8%; приближать C − x к C нельзя. Зарядовый баланс в этом сокращённом расчёте: 3(C − x) + 2x + x = 3C, равному концентрации отрицательных зарядов противоионов. Ошибка «c всех катионов = c всех анионов» без зарядовых множителей разрушила бы равенство.

Это упражнение о заданном аквакомплексе, а не универсальная формула для раствора любой соли Fe(III), Al(III), Zn(II) или другого металла. В действительности важны координация, состав лигандов, следующие протолитические ступени, комплексообразование и выпадение осадка. Формальное гидроксопроизводное в растворе нельзя автоматически назвать осадком гидроксида. Качественные связи уже разобраны в теме гидролиза и амфотерных гидроксидов.

Многоосновная кислота: разные константы для разных ступеней

Для H₂A различают H₂A ⇌ HA⁻ + H⁺ с K_a,1 и HA⁻ ⇌ A²⁻ + H⁺ с K_a,2; в водной записи подразумевается перенос к воде. Ион HA⁻ может и отдавать, и принимать протон. Его основная константа равна K_w/K_a,1, а кислотная — K_a,2. Нельзя выбрать произвольную «Ka кислоты» для обоих направлений.

Материальный баланс имеет вид c(H₂A) + c(HA⁻) + c(A²⁻) = C. Для раствора одной такой кислоты зарядовый баланс h = c(HA⁻) + 2c(A²⁻) + o. Если первая ступень доминирует, её одноступенчатое решение проверяют через отношение c(A²⁻)/c(HA⁻) ≈ K_a,2c°/h. Оно зависит и от константы, и от состава.

Такая проверка важна для карбонатной системы и фосфатов. Количество H в брутто-формуле само по себе не задаёт число одинаково сильных кислотных ступеней. Смеси, амфолиты и сложные соли нельзя рассчитывать простым √(KC) без выбора действующих равновесий.

Когда нужно вернуть автопротолиз воды

Если найденная концентрация гидроксония или гидроксида близка к 10⁻⁷ моль/л при данной температуре, воду игнорировать нельзя. Для одной HA удобны безразмерные z = h/c°, q₀ = C/c°. Из материального баланса и K_a находим c(A⁻)/c° = K_aq₀/(K_a + z). Зарядовый баланс с водой становится:

z = K_aq₀/(K_a + z) + K_w/z.

Это уравнение уже не прежний квадратный корень. В нём автоматически сохраняются кислотная часть и заряд; физический корень для одной добавленной кислоты выше нейтрального значения √K_w. В последней задаче можно проверить данный численный корень прямой подстановкой, не осваивая общий метод решения кубических уравнений.

Десять задач для самостоятельного решения

Используйте общие условия моделей статьи: 298,15 К, c° = 1 моль/л, K_w = 1,00 × 10⁻¹⁴. Все новые константы заданы в задачах; не переносите их на реальные вещества с похожими формулами. В задачах 2–8 сначала применяется оговорённая одноступенчатая идеальная модель; вклад воды затем проверяется по порядку величины. Округление pH до двух знаков не означает, что реальные активности известны с такой точностью.

1. Для HU задано K_a = 1,00 × 10⁻⁴, для другой кислоты HZ — 2,00 × 10⁻⁶. Какая сильнее в данной среде? Найдите K_b обеих сопряжённых частиц и pK_a. Разрешено ли перемножить K_a(HU) и K_b(Z⁻) и получить K_w?
2. Для условной одноосновной кислоты HY заданы C = 0,0240 моль/л и K_a = 4,00 × 10⁻⁵. Найдите x, α и pH по квадратному уравнению. Сравните x с приближением √(K_aCc°) и проверьте выражение константы.
3. Ту же HY разбавили до C = 0,000240 моль/л. Найдите точное решение простой модели, α и pH. Как изменилась доля диссоциации и как — концентрация гидроксония? Допустимо ли прежнее приближение малого изменения?
4. Для B с K_b = 5,00 × 10⁻⁶ задана C = 0,00500 моль/л. Найдите концентрацию OH⁻, долю протонированного основания, pOH и pH. Назовите ошибку в ответе «pH около 3,81».
5. Для NaA из примера 5 уменьшите концентрацию соли до 0,0100 моль/л, сохранив K_a(HA) = 2,00 × 10⁻⁵. Найдите OH⁻ и pH. Сравните долю гидролизованных A⁻ и pH с примером 5.
6. В растворе BHCl аналитическая концентрация соли 0,0200 моль/л; K_b(B) = 5,00 × 10⁻⁶. Найдите нужную K_a, гидроксоний и pH. Запишите материальный и зарядовый балансы, включая Cl⁻.
7. Модельная CaA₂ растворилась полностью; C соли = 0,00300 моль/л, K_a(HA) = 2,00 × 10⁻⁵. Вклад Ca²⁺ в гидролиз, комплексы и осадки исключён условием. Найдите исходную аналитическую концентрацию A⁻, OH⁻ и pH. Где в зарядовом балансе появляется множитель 2?
8. В другой одноступенчатой модели аквакомплекса с исходным зарядом 3+ заданы C = 0,00200 моль/л, K_a,1 = 1,00 × 10⁻³. Все дальнейшие ступени и осадки исключены. Найдите долю формы с зарядом 2+, pH и проверьте заряд с тремя однозарядными противоионами. Можно ли отбросить x в C − x?
9. Для двухосновной H₂A заданы K_a,1 = 1,00 × 10⁻³, K_a,2 = 1,00 × 10⁻⁷. В рассматриваемом растворе h = 3,00 × 10⁻³ моль/л. Найдите отношение A²⁻/HA⁻ в идеальной модели и K_b(HA⁻). Какой зарядовый множитель нужен у A²⁻? Можно ли сохранить вывод о малой второй ступени после сильного подщелачивания без пересчёта?
10. Факультативно. В раствор одной HA внесено C = 1,00 × 10⁻⁸ моль/л, K_a = 2,00 × 10⁻⁵. Квадратная модель без воды дала h ≈ 9,995 × 10⁻⁹ моль/л и pH ≈ 8,000. Найдите противоречие и проверьте по полному балансу предложенный корень h ≈ 1,050975 × 10⁻⁷ моль/л. Вычислите A⁻, HA, OH⁻ и pH с учётом воды.

Ответы и объяснения

1. HU сильнее, поскольку 10⁻⁴ > 2 × 10⁻⁶. Для U⁻ K_b = 1,00 × 10⁻¹⁰, для Z⁻ — 5,00 × 10⁻⁹. Значения pK_a равны 4,000 и примерно 5,699. Их сопряжённые основания расположены по силе в обратном порядке. Несопряжённое произведение K_a(HU)K_b(Z⁻) = 5,00 × 10⁻¹³, что не равно K_w. Концентрации в сравнении силы не заменяют константы.

2. Получаем x = 9,600 × 10⁻⁴ моль/л, остаток HY = 0,02304 моль/л, α = 0,0400 = 4,00%, pH ≈ 3,02. Подстановка x²/[(C − x)c°] даёт 4,00 × 10⁻⁵. Приближение x ≈ 9,798 × 10⁻⁴ моль/л завышает ответ примерно на 2,06%; отношение приближённого x/C около 4,08% проходит условный 5%-ный критерий. Концентрация OH⁻ порядка 10⁻¹¹ моль/л, поэтому вода не определяет этот ответ.

3. Квадратное уравнение даёт x = 8,00 × 10⁻⁵ моль/л, остаток HY = 1,60 × 10⁻⁴ моль/л, α = 1/3 ≈ 33,3%, pH ≈ 4,10. Доля диссоциации выросла, но h уменьшилась в 12 раз по сравнению с задачей 2. Малое приближение дало бы x ≈ 9,798 × 10⁻⁵ моль/л и завышение около 22,5%; оно неприемлемо. Вода по-прежнему значительно слабее внесённой кислотности.

4. x ≈ 1,55634 × 10⁻⁴ моль/л, доля протонированного B ≈ 3,11%. pOH ≈ 3,808, pH ≈ 10,19. Число 3,81 относится к OH⁻, поэтому это pOH. Для pH нужно использовать гидроксоний либо вычесть pOH из 14,00 при данной температуре. Вычисленная из K_w гидроксониевая концентрация около 6,43 × 10⁻¹¹ моль/л мала.

5. K_b(A⁻) = 5,00 × 10⁻¹⁰, x ≈ 2,23582 × 10⁻⁶ моль/л, pH ≈ 8,35. Доля гидролиза около 0,0224%, больше 0,00707% в более концентрированном растворе. Однако OH⁻ меньше, а pH ближе к нейтральному. Водный гидроксоний около 4,47 × 10⁻⁹ моль/л составляет примерно 0,2% от OH⁻; указанное сокращённое решение остаётся учебным приближением, а не точным активностным pH.

6. K_a(BH⁺) = 2,00 × 10⁻⁹, h ≈ 6,32356 × 10⁻⁶ моль/л, pH ≈ 5,20. Материальный баланс: c(BH⁺) + c(B) = 0,0200 моль/л. Зарядовый: c(BH⁺) + h = 0,0200 + o; справа находится также Cl⁻. В сокращённой модели c(B) ≈ h, но полный баланс даёт c(B) = h − o. Здесь o около 1,58 × 10⁻⁹ моль/л, мала относительно h.

7. На одну формульную единицу приходится два A⁻, поэтому C(A-части) = 0,00600 моль/л. K_b = 5,00 × 10⁻¹⁰; x ≈ 1,73180 × 10⁻⁶ моль/л, pH ≈ 8,24. Зарядовый баланс: 2 × 0,00300 + h = c(A⁻) + o. Это множитель заряда Ca²⁺; он согласован с двумя анионами в составе соли. Оценка h около 5,77 × 10⁻⁹ моль/л показывает небольшую, но не строго нулевую поправку воды. Подстановка C соли вместо удвоенной концентрации аниона дала бы иной, неверный исходный баланс.

8. x = 0,00100 моль/л, оставшаяся форма 3+ также 0,00100 моль/л. Доля формы 2+ равна 0,500, pH ≈ 3,00. Проверка константы:0,00100²/(0,00100 × 1) = 0,00100. Проверка положительных зарядов:3 × 0,00100 + 2 × 0,00100 + 0,00100 = 0,00600 моль/л зарядов, как у трёх противоионов на 0,00200 моль/л комплекса. При 50%-ном изменении C − x нельзя заменить на C. Перенос этого результата на реальный металл без проверки остальных равновесий не разрешён условиями.

9. Отношение c(A²⁻)/c(HA⁻) = K_a,2c°/h = 10⁻⁷/(3,00 × 10⁻³) ≈ 3,33 × 10⁻⁵. При данном h вторая форма действительно мала относительно HA⁻. Для основного поведения HA⁻ используют первую кислотную ступень: K_b = K_w/K_a,1 = 1,00 × 10⁻¹¹. В зарядовом балансе A²⁻ входит как 2c(A²⁻), а не c(A²⁻). При подщелачивании h уменьшается, отношение растёт; прежнюю оценку необходимо пересчитать.

10. Противоречие в том, что добавление единственной кислоты в чистую воду не должно делать эту модель щелочной. Квадратный корень оказался близок к C, но h меньше нейтральной концентрации: вклад воды пропущен неверно. С предложенным полным корнем получаем c(A⁻) ≈ 9,94773 × 10⁻⁹, c(HA) ≈ 5,22740 × 10⁻¹¹, o ≈ 9,51498 × 10⁻⁸ моль/л. Сумма A⁻ + HA равна 1,00 × 10⁻⁸; зарядовый баланс A⁻ + OH⁻ даёт 1,050975 × 10⁻⁷ моль/л, то есть h. Концентрационное отношение h·c(A⁻)/[c(HA)c°] возвращает 2,00 × 10⁻⁵; pH ≈ 6,9784, немного ниже 7. Много промежуточных цифр служит проверке уравнений, а не заявлению о точности реального измерения.

Связанные темы и источники

Продолжайте сравнивать расчёт с частицами: диссоциация, перенос протона, гидролиз солей и константа равновесия. Сила, концентрация, число кислотных ступеней и среда раствора отвечают на разные вопросы.

Определения: IUPAC, константа кислотной диссоциации, IUPAC, pH. Методы и границы сверены с OpenStax 14.3, гидролизом и аквакомплексами, многоосновными кислотами и темами МГУ 12.4/12.7, 12.9/12.10. Текст, численные модели, задания и решения составлены для ChemistryInfo самостоятельно.

Выбрать другой маршрут курса