10.2. Hydroliza

 

Zobacz odpowiedzi

 

10.2-1.
Wyjaśnij zjawisko hydrolizy. Jakie związki ulegają hydrolizie. Określ odczyn roztworów następujących soli: KCl, K₂CO₃, NH₄NO₃

10.2-2.
Określ jaki odczyn wykazują następujące sole: FeCl₂, CH₃COONa, KCl, K₂CO₃. Podaj odpowiednie równania reakcji

10.2-3.
Jaki odczyn będą miały wodne roztwory następujących soli (odpowiedzieć nie układając równań chemicznych): (NH₄)₂SO₄, Na₂SO₄, BaCl₂, Na₂CO₃, NaNO₃, KNO₃, K₂SO₄?

10.2-4.
Ułożyć jonowe równania reakcji hydrolizy oraz podać odczyn wodnych roztworów następujących soli:
KHS
NaHCO₃
NH₄HSO₃
Al₂(SO₄)₃

10.2-5.
Ułożyć równanie reakcji hydrolizy i podać odczyn roztworu: 
a)mrówczanu potasu 
b) octanu potasu 
c) benzoesanu sodu

10.2-6.
Napisz równania reakcji hydrolizy podanych soli oraz określ dla każdej odczyn wodnego roztworu i typ hydrolizy: Na₂SO₃, NH₄Cl, Na₂SO₄

10.2-7.
Oblicz pH i stopień hydrolizy jonów ulegających hydrolizie w następujących roztworach:
a) 0,5 M NH4Cl (pKb=4,75, pKw=14,2)
b) 0,0002 M CH3COONa (pKa=4,55, pKw=14,2)

10.2-8
Napisz równania cząsteczkowe i jonowe reakcji oraz zapis skrócony i określ rodzaj hydrolizy soli chlorku żelaza(II) (FeCl₂).

10.2-1.
Hydroliza czyli rozkład substancji za pomocą w wody. Sole słabych zasad i mocnych kwasów, słabych kwasów i mocnych zasad oraz słabych kwasów i słabych zasad w wodzie ulegają zjawisku hydrolizy. Pojęcie to musimy stosować w teorii Arreniusa kwasów i zasad aby określić odczyn roztworu:

W roztworze istnieją jony K⁺ i Cl^- pochodzące od mocnej zasady i mocnego kwasu oraz równowagowe ilości jonów H⁺ i OH^-. Odczyn roztworu obojętny.

W roztworze istnieją jony OH^- obok bardzo słąbego kwasu wodorowęglowego. Odczyn roztworu zasadowy.

W roztworze widzimy nadmiar jonów wodorowych, odczyn roztworu kwaśny.
Posługując się teorią kwasów i zasad Brønsteda można odczyn roztworu określić wprost:
KCl → K⁺ + Cl^-   bardzo słaba zasada (Cl^-) – odczyn obojętny
K₂CO₃ → 2K⁺ + CO₃^2- jon węglanowy jest mocną zasadą – odczyn zasadowy
NH₄NO₃ → NH₄⁺ + NO₃^- jon azotanowy jest słabą zasadą, jon amonowy dość mocnym kwasem. Odczyn roztworu kwaśny.
W teorii Brønsteda istnieje do kwasu zawsze sprzężona zasada, a do zasady sprzężony z nią kwas. Jeżeli kwas jest mocny, to sprzężona z nim zasada jest słaba. Dla mocnej zasady sprzężony z nią kwas jest słaby. Takie zależności istnieją ponieważ pK_a + pK_b =14.

10.2-2.
Hydroliza czyli rozkład substancji za pomocą w wody. Sole słabych zasad i mocnych kwasów, słabych kwasów i mocnych zasad oraz słabych kwasów i słabych zasad w wodzie ulegają zjawisku hydrolizy. Pojęcie to musimy stosować w teorii Arreniusa kwasów i zasad aby określić odczyn roztworu:

W roztworze pozostały jony wodorowe i chlorkowe, odczyn roztworu kwaśny.

W roztworze pozostały jony sodowe i wodorotlenowe, oraz słabo zdysocjowany kwas octowy, odczyn roztworu zasadowy

W roztworze istnieją jony K⁺ i Cl^- pochodzące od mocnej zasady i mocnego kwasu oraz równowagowe ilości jonów H⁺ i OH^-. Odczyn roztworu obojętny.

W roztworze istnieją jony OH^- obok bardzo słąbego kwasu wodorowęglowego. Odczyn roztworu zasadowy.

10.2-3.
Sole słabych kwasów i mocnych zasad, słabych zasad i mocnych kwasów, oraz słabych kwasów i słabych kwasów w wodzie ulegają hydrolizie (rozkładowi). Jeżeli sól pochodzi od mocnego kwasu i słabej zasady odczyn wodnego roztworu takiej soli jest kwaśny. Odczyn wodnego roztworu soli pochodzącej od mocnej zasady i słabego kwasu jest alkaliczny, natomiast odczyn wodnego roztworu soli pochodzącej od słabego kwasu i słabej zasady zależy od tego, który składnik jest silniejszym elektrolitem.
Wodorotlenki metali I i II grupy są mocnymi zasadami. Kwasy beztlenowe: HCl, HBr, HI są mocnymi kwasami. Kwasy tlenowe o wzorze ogólnym H_nEO_m w których m-n>2 są mocnymi kwasami (HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HClO₃, HMnO₄).
(NH₄)₂SO₄ – sól mocnego kwasu i słabej zasady – odczyn kwaśny
Na₂SO₄ – sól mocnego kwasu i mocnej zasady – odczyn obojętny
BaCl₂ – sól mocnego kwasu i mocnej zasady – odczyn obojętny
Na₂CO₃ – sól słabego kwasu i mocnej zasady – odczyn alkaliczny
NaNO₃ – sól mocnego kwasu i mocnej zasady – odczyn obojętny
KNO₃ – sól mocnego kwasu i mocnej zasady – odczyn obojętny
K₂SO₄ – sól mocnego kwasu i mocnej zasady – odczyn obojętny

10.2-4.
Sole są mocnymi elektrolitami i przyjmuje się, że w wodzie dysocjują całkowicie:
KHS → K⁺ + HS^- dysocjacja soli
H₂O  OH^- + H⁺ dysocjacja wody
HS^- + H⁺ → H₂S jon wodorosiarczkowy reaguje z jonami wodorowymi pochodzącymi z dysocjacji wody. W roztworze pozostają jony: K⁺ + OH^- - odczyn alkaliczny.
Sumarycznie: KHS + H₂O  KOH + H₂S (tworzy się mocna zasada i słaby kwas – odczyn alkaliczny)
jonowo: HS^- + H₂O  H₂S + OH^-
NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃^- dysocjacja soli
H₂O  OH^- + H⁺ dysocjacja wody
HCO₃^- + H⁺  H₂CO₃ jon wodorowęglanowy reaguje z jonami wodorowymi pochodzącymi z dysocjacji wody. W roztworze pozostają jony: Na⁺ + OH^- - odczyn alkaliczny.
Sumarycznie: NaHCO₃ + H₂O  NaOH + H₂CO₃ (tworzy się mocna zasada i słaby kwas – odczyn alkaliczny)
jonowo: HCO₃^- + H₂O  H₂CO₃ + OH^-
NH₄HSO₃ →   NH₄⁺ + HSO₃^- dysocjacja soli
H₂O  OH^- + H⁺ dysocjacja wody
HSO₃^- + H⁺  H₂SO₃ jon wodorosiarczanowy(IV) reaguje z jonami wodorowymi pochodzącymi z dysocjacji wody.
NH₄⁺ + OH^-  NH₃ + H₂O W roztworze pozostają jony: NH₄⁺ + OH^- , które ze sobą również reagują. Kwas siarkowy(IV) zaliczany jest do kwasów umiarkowanie słabych, więc jego reakcja z jonami wodorowymi jest przesunięta w lewo. Zatem odczyn będzie głównie pochodził od hydrolizy jonu amonowego. Można spodziewać się odczynu lekko kwaśnego.
Sumarycznie: NH₄HSO₃  NH₃ + H₂SO₃ (tworzy się słaba zasada i umiarkowanie słaby kwas).
Al₂(SO₄)₃ →   2Al³⁺ + 3SO₄^2- dysocjacja soli
6H₂O  6OH^- + 6H⁺ dysocjacja wody
2Al³⁺ + 6OH^-  2Al(OH)₃ jony glinu reagują z jonami wodorotlenowymi pochodzącymi z dysocjacji wody. W roztworze pozostają jony siarczanowe(VI) i wodorowe H⁺. Odczyn roztworu kwaśny.
Sumarycznie: Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O  2Al(OH)₃  + 3H₂SO₄ (tworzy się słaba  zasada i mocny kwas – odczyn roztworu kwaśny)
jonowo: Al⁺³ + 3H₂O  Al(OH)₃ + 3OH^-

10.2-5.
Hydroliza – czyli rozkład substancji pod wpływem wody.
Hydrolizie ulegają jedynie sole: mocnych kwasów i słabych zasad, słabych kwasów i mocnych zasad, oraz sole słabych kwasów i słabych zasad. Mocne kwasy to kwasy mineralne (HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HCl, HBr i HI), natomiast mocne zasady to zasady tworzone przez metale I i II grupy układu okresowego pierwiastków (oprócz litu, berylu i magnezu).
Sole są mocnymi elektrolitami i w wodzie dysocjują w 100%. Powstałe jony mogą reagować z wodą (hydroliza):

Sumarycznie: HCOOK + H₂O = HCOOH + K⁺ + OH^-
Widzimy, że po reakcji mamy w roztworze niezdysocjowany słaby kwas, oraz jony wodorotlenowe – odczyn roztworu zasadowy.
b) CH₃COOK + H₂O = CH₃COOH + K⁺ + OH^- odczyn roztworu zasadowy
c) C₆H₅COONa + H₂O = C₆H₅COOH + Na⁺ + OH^-  odczyn roztworu zasadowy

 

10.2-6.
Hydrolizie – czyli rozkładowi pod wpływem wody, ulegają sole mocnych kwasów i słabych zasad, słabych kwasów i mocnych zasad, oraz słabych kwasów i słabych zasad. Hydrolizie nie ulegają sole mocnych kwasów i mocnych zasad.
Mocne zasady tworzą wodorotlenki 1 grupy (KOH, NaOH, CsOH), natomiast mocne kwasy to HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄, HClO₃, H₂SO₄.
Z podanych soli hydrolizie ulegaja chlorek amonu i siarczan(IV) sodu:

NH4Cl → NH4^+ + Cl^- H2O H^+ + OH^- Sumarycznie: NH4Cl + H2O NH4OH + H^+ + Cl^- lub: NH4Cl + H2O NH3^.H2O + H^+ + Cl^-	Reakcja dysocjacji soli Reakcja dysocjacji wody Jony amonowe i hydroksylowe nie mogą istnieć obok siebie, ponieważ wodorotlenek amonu (NH4OH, często zapisywany jako NH3^.H2O) jest słabą zasadą i w niewielkim stopniu zdysocjowany w wodzie.

Z równania reakcji hydrolizy wynika, że w roztworze znajdują się jony wodorowe, czyli odczyn roztworu będzie kwaśny. Chlorek amonu ulega hydrolizie kwasowej.

Na2SO3 → 2Na^+ + SO3^2- H2O H^+ + OH^- Sumarycznie: Na2SO3 + H2O 2Na^+ + OH^- + HSO3^- lub: Na2SO3 + 2H2O 2Na^+ + 2OH^- + H2SO3	Reakcja dysocjacji soli Reakcja dysocjacji wody Jony wodorowe i siarczanowe(IV) nie mogą istnieć obok siebie, ponieważ kwas siarkowy(IV) jest słabym kwasem i w niewielkim stopniu zdysocjowany w wodzie.

Z równania reakcji hydrolizy wynika, że w roztworze znajdują się jony wodorotlenowe, czyli odczyn roztworu będzie zasadowy. Siarczan(IV) sodu ulega hydrolizie zasadowej.

10.2-7.
a) Chlorek amonu jest mocnym elektrolitem i w wodzie jest zdysocjowany całkowicie. Powstałe w dysocjacji jony amonowe są kwasem wg teorii Brønsteda i z wodą reagują wg równania reakcji:
NH₄⁺ + H₂O NH₃ + H₃O⁺
Stała równowagi tej reakcji opisana jest wzorem: (stężenie wody [H₂O] jest stałe [H₂O]=55,5mol/dm³ i zostało wciągnięte do stałej).
Stała dysocjacji amoniaku NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^- opisana jest natomiast wzorem: . Zauważmy, że jeżeli w równaniu na stałą K_a pomnożymy licznik i mianownik przez [OH^-] to otrzymamy: . Równanie na stałą dysocjacji kwasowej K_a amoniaku możemy zatem zapisać w postaci: . Z równania hydrolizy jonu amonowego wynika, że [NH₃]=[H₃O⁺]. Przy tak dużym stężeniu możemy bez większych błędów przyjąć, że [NH₄⁺]≈C₀. Podstawiając dane do wzoru i przekształcając względem [H₃O⁺] otrzymamy: . Po zlogarytmowaniu stronami i podstawieniu danych otrzymamy: pH=-1/2^.log(C₀)+1/2pK_w-1/2pK_b=1/2(pK_w-pK_b-log(C₀))=1/2(14,2-4,75+0,3)=4,875.
Stopień hydrolizy b definiowany jest jako ilość cząsteczek które uległy hydrolizie do ilości początkowej. Ilość cząsteczek które uległy hydrolizie równa jest ilości cząsteczek powstałych w wyniku hydrolizy, czyli np. [H₃O⁺]. Stopień hydrolizy chlorku amonu
b) Octan sodu jest mocnym elektrolitem i w wodzie jest zdysocjowany całkowicie. Powstałe w dysocjacji jony octanowe są zasadą wg teorii Brønsteda i z wodą reagują wg równania reakcji:
CH₃COO^- + H₂O CH₃COOH + OH^-
Stała równowagi tej reakcji opisana jest wzorem: (stężenie wody [H₂O] zostało wciągnięte do stałej). Stała dysocjacji zasadowej ze stałą dysocjacji kwasowej połączona jest zależnością: K_b=K_w/K_a, czyli: . Z równania hydrolizy widzimy, że [CH₃COOH]=[OH^-], natomiast [CH₃COO^-]≈C₀. Podstawiając dane do wzoru otrzymamy: , a pOH=-log[OH^-]=6,67. Stężenie jonów wodorowych w tym roztworze [H₃O⁺]=K_w/[OH^-], czyli pH=pK_w-pOH=14,2-6,67=7,53.
Stopień hydrolizy octanu sodu b=[OH^-]/C₀. Podstawiając dane do wzoru otrzymamy: b=0,0011=0,11%.

10.2-8
Chlorek żelaza(II) jest solą, a więc w roztworze wodnym jest całkowicie zdysocjowany:
FeCl₂ → Fe²⁺ + 2Cl^-
2H₂O 2H⁺ + 2OH^- atodysocjacja wody
Jony żelaza(II) pochodzą od słabej zasady, reagują więc z obecnymi w roztworze jonami wodorotlenowymi:
Fe²⁺ + 2Cl^- + 2OH^- + 2H⁺ Fe(OH)₂ + 2H⁺ + Cl^- jony wodorotlenowe pochodzą z autodysocjacji wody, ale woda dysocjuje w bardzo niewielkim stopniu, bardziej poprawnie będzie zapisanie tej reakcji z wodą:
Fe²⁺ + 2Cl^- + 2H₂O Fe(OH)₂ + 2H⁺ + 2Cl^- a po skróceniu wyrazów podobnych otrzymamy:
Fe²⁺ + 2H₂O Fe(OH)₂ + 2H⁺ w zapisie cząsteczkowym zapisujemy wszystkie cząsteczki biorące udział w reakcji:
FeCl₂ + 2H₂O Fe(OH)₂ + 2HCl
W zapisie jonowym „pełnym” widzimy, że produktem reakcji jest słabo zdysocjowany wodorotlenek żelaza(II), oraz całkowicie zdysocjowany kwas solny, odczyn roztworu będzie kwaśny.
W zapisie jonowym jest podobnie, produktem jest słabo zdysocjowany Fe(OH)₂, oraz pojawiają się jony wodorowe, które powodują, że środowisko reakcji jest kwaśne.
W zapisie cząsteczkowym pojawia się słaby wodorotlenek żelaza(II), oraz silny kwas – kwas solny. Środowisko reakcji będzie kwaśne.
Reakcja hydrolizy chlorku żelaza(II) jest przykładem kwasowej hydrolizy.

10.3-1.
Czy w miarę odparowywania wody z roztworu elektrolitu stopień dysocjacji:
1) rośnie,
2) maleje,
3) pozostaje stały?

10.3-2.
Sporządzono dwa roztwory tego samego elektrolitu i stwierdzono, że w roztworze A stopień dysocjacji wynosi 0,4%, a w roztworze B wynosi 1,3%. Który roztwór był bardziej stężony?

10.3-3.
Roztwór zawiera 0,25 mola jonów SO₄^2- oraz jony potasu. Obliczyć liczbę moli jonów potasu.

10.3-4.
Czy w wodnym roztworze kwasu siarkowego(IV) (siarkawego) liczba jonów H+ jest dwukrotnie większa od liczby jonów SO₃^2-?

10.3-5.
Uporządkować wszystkie jony obecne w roztworze H₃PO₄ według malejącego ich stężenia.

10.3-6.
Obliczyć stopień dysocjacji jednowodorotlenowej zasady w roztworze o stężeniu 0,1 mol/dm³,jeżeli stężenie molowe jonów OH^- wynosi 1,3^.10^-3mol/dm³.

10.3-7.
Obliczyć stopień dysocjacji elektrolitu, wiedząc, że w roztworze znajduje się 0,2 mola cząsteczek zdysocjowanych oraz 0,8 mola. cząsteczek niezdysocjowanych.

10.3-8.
Obliczyć stężenie molowe jonów potasu w 0,1-molowym roztworze siarczku potasu (α=100%).

10.3-9.
Który roztwór zawiera więcej jonów H⁺?
1) 1dm³ 0,1-molowego HF (α = 15%)
2) 1dm³ 0,01-molowego HCI (α = 100%)

10.3-10.
Obliczyć stężenie molowe niezdysocjowanych cząsteczek w roztworze jednoprotonowego kwasu o stężeniu 0,05 mol/dm³ (α=1,9%).

10.3-11.
Obliczyć stężenie molowe jonów wapnia w roztworze zawierającym 1,11g chlorku wapnia (α=100%) w 100cm³ roztworu.

10.3-12.
Ile gramów żelaza w postaci jonów znajduje się w 200cm³ 0,5-molowego roztworu siarczanu(VI) żelaza(II) (α=100%)?

10.3-13.
Obliczyć stopień dysocjacji kwasu cyjanowodorowego (HCN) w roztworze o stężeniu 0,1mol/dm³. Stała dysocjacji HCN wynosi 7,2^.10^-10.

10.3-14.
Stała dysocjacji zasadowej amoniaku wynosi 1,8^.10^-5. Obliczyć stopnie dysocjacji amoniaku w roztworach:
a) 1-molowym,
b) 0,1-molowym,
c) 0,01-molowym.

10.3-15.
Oblicz pH octu będącego 6% roztworem kwasu octowego o gęstości 1g/cm³, przyjmując stopień dysocjacji równy 0,1%.

10.3-16.
Wodny roztwór kwasu octowego K=1,17^.10^-5 rozcieńczono, w wyniku czego stopień dysocjacji kwasu wzrósł od wartości 0,3% do 0,4%. Oblicz początkowe stężenie roztworu oraz stężenie po rozcieńczeniu.

10.3-17.
Obliczyć stężenie jonów wodorowych w roztworze jedno- protonowego kwasu (K = 2^.10^-4), jeżeli stopień dysocjacji wynosi:
a) 1 %,
b) 10%.

10.3-18.
Obliczyć stałą dysocjacji kwasu jedno protonowego, wiedząc, że w jego roztworze o stężeniu jonów wodorowych 0,01 mol/dm³ stopień dysocjacji wynosi 2%.

10.3-19.
Obliczyć stężenie molowe roztworu jednowodorotlenowej zasady (K = 10^-4), wiedząc, że stężenie jonów OH- wynosi 0,02 mol/dm³.

10.3-20.
Ile wody trzeba dolać do 0,5dm³ 0,2-molowego roztworu kwasu octowego (K= 1,8^.10^-5), aby stopień dysocjacji kwasu podwoił się?

10.3-21.
Oblicz stopień dysocjacji kwasu octowego w roztworze 0,1 molowym, jeżeli przez dodanie pewnej ilości mocnego kwasu zwiększono w tym roztworze stężenie jonów wodorowych do 0,1 mol/dm³. K=1,74^.10^-5.

10.3-22.
Przy jakim stężeniu roztworu kwasu octowego stopień dysocjacji osiągnie wartość 95%, jeżeli wiadomo, że stopień dysocjacji w 0,0949 molowym roztworze kwasu wynosi 1,35%

10.3-23.
Oblicz stopień dysocjacji kwasu octowego, jeśli w jego wodnym roztworze stężenie niezdysjocjonowanych cząsteczek wynosi 1,994 mol/dm³, natomiast stężenie jonów wodorowych wynosi 0,006mol/dm³.

10.3-24.
Oblicz stopień dysocjacji 0,05 molowego roztworu kwasu octowego jeżeli rozpuszczony jest w 0,2 molowym roztworze kwasu solnego. Stała dysocjacji kwasu octowego wynosi 1,75^.10^-5.

10.3-25.
Obliczyć stopień dysocjacji jedno wodorotlenowej zasady, wiedząc, że jej 0,1-molowy roztwór ma pH=10.

10.3-26.
Oblicz wartość stałej dysocjacji HClO₂ jeżeli stopień dysocjacji tego kwasu w 0,2 molowym roztworze wynosi 4,3*10^-4.

10.3-27.
Obliczyć stałą dysocjacji kwasu octowego, wiedząc, że w roztworze tego kwasu o stężeniu 0,1 mol/dm³ pH wynosi 2,9

10.3-28.
Obliczyć zawartość kwasu azotowego(V) (w molach i gramach) w 600cm³ roztworu o pH=4 i stopniu dysocjacji α=0,8

10.3-29.
300cm³ 0,02-molowego wodnego roztworu pewnego kwasu jednoprotonowego, w którym stopień dysocjacji kwasu wynosił 16,6% zmieszano z 200cm³ wodnego roztworu tego samego kwasu, ale o stopniu dysocjacji 1,8%. Oblicz stopień dysocjacji w tak otrzymanym roztworze

10.3-30.
Oblicz stopień dysocjacji kwasu jednozasadowego o stężeniu 0,1 mol/dm³, którego stała dysocjacja równa jest 8,0^.10^-10.

10.3-31.
Oblicz stężenie jonów wodorowych w 1 molowym roztworze kwasu fluorowodorowego, którego stała dysocjacji wynosi 6,3^.10^-4.

10.3-32.
Oblicz stężenie jonów w 0,5 molowym roztworze kwasu fluorowodorowego jeżeli stopień dysocjacji wynosi 2,5%

10.3-33.
Oblicz pH roztworu kwasu octowego CH₃COOH s tężeniu 0,5 mol/dm³ jeżeli wiesz, że stała dysocjacji jest równa 1,75^.10-⁵ mol/dm³.

10.3-34.
Oblicz stopień dysocjacji kwasu dichlorooctowego w roztworze o stężeniu 0,01 mol/dm³, wiedząc że pKa, tego kwasu wynosi 1,3.

10.3-35.
Wodny roztwór słabego kwasu jednoprotonowego zawiera 0,2 mola jonów H⁺ i 2 mole niezdysocjowanych cząsteczek. Oblicz stopień dysocjacji tego roztworu.

10.3-36.
Stopień dysocjacji 0,1 M roztworu NH₄OH w temperaturze 25ºC wynosi 1,33%. Oblicz stężenie jonów OH^- oraz stałą reakcji dysocjacji.

10.3-37.
Stała dysocjacji (K_z) 0,1 M roztworu NH₄OH w temperaturze 25ºC wynosi 1,8^.10^-5. Oblicz stężenie jonów OH^- oraz stopień dysocjacji tej zasady.

10.3-38.
10g 10% roztworu NaOH rozcieńczono wodą do 750cm³.Obliczyć stężenie molowe otrzymanego roztworu oraz jego pH.

10.3-39.
Zmieszano 100cm³ roztworu HCl o stężeniu 0,2mola/dm³ z 10cm³ HCl o stężeniu 0,1mola/dm³. Obliczyć stężenie molowe powstałego roztworu oraz pH wszystkich roztworów.

10.3-40.
Jakie jest stężenie molowe jonów wodorotlenowych i pH w 0,2 molowym roztworze amoniaku. Stała dysocjacji amoniaku K_z=1,8^.10^-5.

10.3-41.
21g NH₄Cl rozpuszczono w 1 dm³ roztworu NH₄OH o stężeniu 0,21mola/dm³. Jakie jest pH otrzymanego roztworu? Stała dysocjacji amoniaku K_z =1,8^.10^-5.

10.3-42.
Który roztwór jest bardziej zasadowy:
a) zawierający 3^.10^-7 mola/dm³ jonów H⁺
b) zawierający 9^.10^-9 mola/dm³ jonów OH^-.

10.3-43
Oblicz pKa słabego kwasu jednoprotonowego jeśli roztwór tego kwasu o pH=2 jest zdysocjowany w 36% (a=36%)

10.3-44
Jakie jest pH roztworu kwasu mrówkowego HCOOH o stężeniu 0,1 mol/dm³? pKa =3,8

10.3-45
Jakie jest nominalne (analityczne) stężenie kwasu jednoprotonowego jeśli jego stopień dysocjacji a=50% a pH=2,2?

10.3-46
Oblicz pH wody destylowanej (100cm³), następnie do 4 zlewek pobrano po 20cm³ wody. Do pierwszej zlewki dodano 1cm³ roztworu kwasu solnego o stężeniu 0,1M, do drugiej 5 cm³ roztworu kwasu solnego o stężeniu 0,1M, do trzeciej 1cm³ wodorotlenku sodu o stężeniu 0,1M, do czwartej 5 cm³ roztworu wodorotlenku sodu o stężeniu 0,1M. Oblicz pH tych roztworów.

10.3. Stała i stopień dysocjacji

10.3-1.
Stopień dysocjacji jest to liczba cząsteczek dysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Ponieważ stężenie molowe roztworu jest proporcjonalne do liczby cząsteczek n, stopień dysocjacji definiuje się również jako stężenie cząsteczek dysocjowanych do stężenia początkowego: . Stopień dysocjacji, α jest zawsze α≤1 lub w procentach α≤100%. Stopień dysocjacji równy 1 jest jedynie dla w roztworach rozcieńczonych dla mocnych elektrolitów. Dla słabych elektrolitów jest zawsze dużo mniejszy od 1. Jedynie dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych wartość α zbliża się do 1.
W przypadku odparowywania wody stężenie elektrolitu wzrasta, zatem α maleje.

10.3-2.
Stopień dysocjacji jest to liczba cząsteczek dysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Ponieważ stężenie molowe roztworu jest proporcjonalne do liczby cząsteczek n, stopień dysocjacji definiuje się również jako stężenie cząsteczek dysocjowanych do stężenia początkowego: . Stopień dysocjacji, α jest zawsze α≤1 lub w procentach α≤100%. Stopień dysocjacji równy 1 jest jedynie dla w roztworach rozcieńczonych dla mocnych elektrolitów. Dla słabych elektrolitów jest zawsze dużo mniejszy od 1. Jedynie dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych wartość α zbliża się do 1.
Jeżeli w roztworze A α (0,4%)jest mniejsze niż w roztworze B (1,3%), oznacza to, że roztwór A ma mniejsze stężenie.

10.3-3.
Roztwór musi mieć ładunek elektryczny równy 0 (obojętny). Jeżeli w roztworze istnieje 0,25 mola jonów SO₄^2-, oznacza to, że ładunek ujemny q=0,25mol^.(-2)=-0,5 mol. Ładunek dodatni musi go równoważyć, czyli jonów K⁺ musi być 0,5 mol by ich ładunek wynosił q=0,5mol^.(+1)=+0,5 mol.

10.3-4.
Kwas siarkowy(IV) jest słabym kwasem (słaby elektrolit) i dysocjuje stopniowo:
H₂SO₃ = H⁺ + HSO₃^-
HSO₃^- = H⁺ + SO₃^2-
Jony wodorowe głównie pochodzą z pierwszego stopnia dysocjacji. Tylko niewielka część jonów wodorosiarczanowych(IV) (HSO₃^-) ulega dalszej dysocjacji dając jony siarczanowe(IV) (SO₃^2-). Zatem ich ilość jest dużo mniejsza od ilości jonów wodorowych.

10.3-5.
Kwas ortofosforowy(V) jest słabym elektrolitem (słabym kwasem) i w wodzie dysocjuje trójstopniowo:
H₃PO₄ = H⁺ + H₂PO₄^-
H₂PO₄^- = H⁺ + HPO₄^2-
HPO₄^2- = H⁺ + PO₄^3-
Przy dysocjacji wielostopniowej kolejne stałe dysocjacji są około 10⁴ razy mniejsze od poprzedniej stałej dysocjacji: K₁ >>K₂<<K₃
Zatem stężenie reszt kwasowych maleje w szeregu: H₂PO₄^- >> HPO₄^2- >> PO₄^3-. Jony wodorowe powstają na każdym etapie dysocjacji i ich stężenie będzie największe.
Stężenie jonów obecnych w roztworze zmniejsza się w szergu: H⁺ > H₂PO₄^- >> HPO₄^2- >> PO₄^3-.

10.3-6.
Stopień dysocjacji jest to liczba cząsteczek dysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Ponieważ stężenie molowe roztworu jest proporcjonalne do liczby cząsteczek n, stopień dysocjacji definiuje się również jako stężenie cząsteczek dysocjowanych do stężenia początkowego: . Stopień dysocjacji, α jest zawsze α≤1 lub w procentach α≤100%. Stopień dysocjacji równy 1 jest jedynie w roztworach rozcieńczonych dla mocnych elektrolitów. Dla słabych elektrolitów jest zawsze dużo mniejszy od 1. Jedynie dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych wartość α zbliża się do 1.
Jeżeli stężenie jonów OH^- wynosi [OH^-]=1,3^.10^-3mol/dm³, a stężenie początkowe C₀=0,1mol/dm³, to α=C/C₀=1,3^.10^-3mol/dm³/0,1mol/dm³=1,3^.10^-2=1,3%

10.3-7.
Stopień dysocjacji jest to liczba cząsteczek dysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Ponieważ stężenie molowe roztworu jest proporcjonalne do liczby cząsteczek n, stopień dysocjacji definiuje się również jako stężenie cząsteczek dysocjowanych do stężenia początkowego: . Stopień dysocjacji, α jest zawsze α≤1 lub w procentach α≤100%. Stopień dysocjacji równy 1 jest jedynie w roztworach rozcieńczonych dla mocnych elektrolitów. Dla słabych elektrolitów jest zawsze dużo mniejszy od 1. Jedynie dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych wartość α zbliża się do 1.
Jeżeli w roztworze znajduje się 0,2 mola cząsteczek dysocjowanych, oraz 0,8 mola cząsteczek niezdysocjowanych, to n₀=0,2mol+0,8mol=1mol, oraz α=n/n₀=0,2mol/1mol=0,2=20%.

10.3-8.
Stopień dysocjacji jest to liczba cząsteczek dysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Ponieważ stężenie molowe roztworu jest proporcjonalne do liczby cząsteczek n, stopień dysocjacji definiuje się również jako stężenie cząsteczek dysocjowanych do stężenia początkowego: . Stopień dysocjacji, α jest zawsze α≤1 lub w procentach α≤100%. Stopień dysocjacji równy 1 jest jedynie w roztworach rozcieńczonych dla mocnych elektrolitów. Dla słabych elektrolitów jest zawsze dużo mniejszy od 1. Jedynie dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych wartość α zbliża się do 1.
Jeżeli α=100%, oznacza to, że cała ilość soli uległa dysocjacji:
K₂S → 2K⁺ + S^2-
Z równania reakcji można odczytać, że
z 1 mola K₂S powstają 2 mole jonów K⁺, to
z 0,1 mola K₂S powstanie 0,2 mola jonów K⁺.
Stężenie jonów K⁺ wynosi więc [K⁺]=0,2mol/dm³.

10.3-9.
Stopień dysocjacji jest to liczba cząsteczek dysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Ponieważ stężenie molowe roztworu jest proporcjonalne do liczby cząsteczek n, stopień dysocjacji definiuje się również jako stężenie cząsteczek dysocjowanych do stężenia początkowego: . Stopień dysocjacji, α jest zawsze α≤1 lub w procentach α≤100%. Stopień dysocjacji równy 1 jest jedynie w roztworach rozcieńczonych dla mocnych elektrolitów. Dla słabych elektrolitów jest zawsze dużo mniejszy od 1. Jedynie dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych wartość α zbliża się do 1.
W 1dm³ 0,1mol/dm³ HF o α=15%(α=0,15) stężenie jonów H⁺ [H⁺]=C₀α=0,1mol/dm^3.0,15=0,015mol/dm³.
Stężenie jonów H⁺ w 0,01mol/dm³ roztworze HCl gdy α=100% (α=1) jest równe stężeniu początkowemu kwasu (cały kwas uległ dysocjacji), czyli [H⁺]=0,01mol/dm³.
Większe stężenie jonów H⁺ jest w 0,1M roztworze HF o α=15% niż w 0,01M roztworze HCl (α=100%)

10.3-10.
Stopień dysocjacji jest to liczba cząsteczek dysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Ponieważ stężenie molowe roztworu jest proporcjonalne do liczby cząsteczek n, stopień dysocjacji definiuje się również jako stężenie cząsteczek dysocjowanych do stężenia początkowego: . Stopień dysocjacji, α jest zawsze α≤1 lub w procentach α≤100%. Stopień dysocjacji równy 1 jest jedynie w roztworach rozcieńczonych dla mocnych elektrolitów. Dla słabych elektrolitów jest zawsze dużo mniejszy od 1. Jedynie dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych wartość α zbliża się do 1.
Jeżeli stężenie cząsteczek dysocjowanych równe jest C=αC₀ (przekształcony wzór na stopień dysocjacji), to stężenie cząsteczek niezdysocjowanych wynosi C₀-αC₀=C₀(1-α). Podstawiając do wzoru dane: C₀=0,05mol/dm³ oraz α=0,019 otrzymamy dla cząsteczek niezdysocjowanych [HR]=0,05mol/dm^3.(1-0,019)=0,0491mol/dm³.
Stężenie cząsteczek niezdysocjowanych w roztworze kwasu jednoprotonowego wynosi 0,0491mol/dm³.

10.3-11.
Stopień dysocjacji jest to liczba cząsteczek dysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Ponieważ stężenie molowe roztworu jest proporcjonalne do liczby cząsteczek n, stopień dysocjacji definiuje się również jako stężenie cząsteczek dysocjowanych do stężenia początkowego: . Stopień dysocjacji, α jest zawsze α≤1 lub w procentach α≤100%. Stopień dysocjacji równy 1 jest jedynie w roztworach rozcieńczonych dla mocnych elektrolitów. Dla słabych elektrolitów jest zawsze dużo mniejszy od 1. Jedynie dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych wartość α zbliża się do 1.
Jeżeli w 100cm³ (0,1dm³) roztworu znajduje się 1,11g CaCl₂ (n=m/M), czyli 1,11g/111g/mol=0,01mol, to stężenie CaCl₂ (C_M=n/V) w tym roztworze wynosi C_M=0,01mol/0,1dm³=0,1mol/dm³. Chlorek wapnia ulega całkowitej dysocjacji:
CaCl₂ → Ca²⁺ + 2Cl^-
więc stężenie jonów Ca²⁺ musi być równe stężeniu CaCl₂ (wynika to z równania dysocjacji: z 1 mola CaCl₂ powstaje 1 mol Ca²⁺)
Stężenie jonów Ca²⁺ wynosi 0,1mol/dm³.

10.3-12.
Stopień dysocjacji jest to liczba cząsteczek dysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Ponieważ stężenie molowe roztworu jest proporcjonalne do liczby cząsteczek n, stopień dysocjacji definiuje się również jako stężenie cząsteczek dysocjowanych do stężenia początkowego: . Stopień dysocjacji, α jest zawsze α≤1 lub w procentach α≤100%. Stopień dysocjacji równy 1 jest jedynie w roztworach rozcieńczonych dla mocnych elektrolitów. Dla słabych elektrolitów jest zawsze dużo mniejszy od 1. Jedynie dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych wartość α zbliża się do 1.
Jeżeli α=100% (α=1) to siarczan(VI) żelaza(II) dysocjuje w wodzie całkowicie:
FeSO₄ → Fe²⁺ + SO₄^2-
W 200cm³ (0,2dm³) 0,5M roztworze znajduje się (C_M=n/V) n=C_M^.V=0,2dm^3.0,5mol/dm³=0,1 mol siarczanu(VI) żelaza(II). Zgodnie z równaniem dysocjacji z 1 mola FeSO₄ powstaje 1 mol jonów Fe²⁺, czyli z 0,1 mola FeSO₄ powstanie 0,1mol jonów Fe²⁺. Masa tej ilości jonów Fe²⁺ (n=m/M) wynosi m=nM=0,1mol^.56g/mol=5,6g.
W 200cm³ 0,5M roztworu znajduje się 5,6g jonów żelaza(II).

10.3-13.
Stopień dysocjacji jest to liczba cząsteczek dysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Ponieważ stężenie molowe roztworu jest proporcjonalne do liczby cząsteczek n, stopień dysocjacji definiuje się również jako stężenie cząsteczek dysocjowanych do stężenia początkowego: . Stopień dysocjacji, α jest zawsze α≤1 lub w procentach α≤100%. Stopień dysocjacji równy 1 jest jedynie w roztworach rozcieńczonych dla mocnych elektrolitów. Dla słabych elektrolitów jest zawsze dużo mniejszy od 1. Jedynie dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych wartość α zbliża się do 1.
Kwas cyjanowodorowy jest słabym kwasem i w wodzie dysocjuje według równania reakcji:
HCN = H⁺ + CN^-
Stała dysocjacji tego kwasu opisana jest równaniem:
Z równania reakcji dysocjacji wynika, że [H⁺]=[CN^-], oraz [H⁺]=αC₀ (z definicji stopnia dysocjacji). Stężenie niezdysocjowanych cząsteczek pozostających w równowadze [HCN] równe jest stężeniu początkowemu pomniejszonemu o stężenie cząsteczek dysocjowanych: [HCN]=C₀-[H⁺].
Podstawiając te dane do wzoru na stałą dysocjacji otrzymamy:  (wzór na prawo rozcieńczeń Ostwalda).
Jeżeli C₀>>K, to bez większego błędu można przyjąć, że 1-α≈1, więc: K=C₀α², oraz .
Podstawiając dane wartości do wzoru otrzymamy: α=8,4^.10^-5=8,4^.10^-3%
Stopień dysocjacji HCN w roztworze 0,1M wynosi 0,0084%.

10.3-14.
Stopień dysocjacji jest to liczba cząsteczek dysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Ponieważ stężenie molowe roztworu jest proporcjonalne do liczby cząsteczek n, stopień dysocjacji definiuje się również jako stężenie cząsteczek dysocjowanych do stężenia początkowego: . Stopień dysocjacji, α jest zawsze α≤1 lub w procentach α≤100%. Stopień dysocjacji równy 1 jest jedynie w roztworach rozcieńczonych dla mocnych elektrolitów. Dla słabych elektrolitów jest zawsze dużo mniejszy od 1. Jedynie dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych wartość α zbliża się do 1.
Amoniak z wodą reaguje według równania reakcji:
NH₃ + H₂O  NH₄⁺ + OH^-
Stała równowagi tej reakcji opisana jest wzorem:

 (stężenie wody jako stałe weszło do wartości stałej K)
Z równania reakcji amoniaku z wodą wynika, że [NH₄⁺]=[OH^-], a stężenie [NH₃]=C₀-[NH₄⁺]. Stężenie [NH₄⁺]=C₀α (z definicji stopnia dysocjacji). Podstawiając te dane do wzoru na stałą równowagi reakcji otrzymamy:  (wzór na prawo rozcieńczeń Ostwalda).
Jeżeli C₀>>K, to bez większego błędu można przyjąć, że 1-α≈1, więc: K=C₀α², oraz .
W roztworze 1M α=0,0042=0,42%
w roztworze 0,1M α=0,013=1,3%
w roztworze 0,01M α=0,042=4,2%

10.3-15.
pH definiujemy jako ujemny logarytm ze stężenia (stężenia molowego) jonów wodorowych: pH=-log[H⁺]. W zadaniu musimy więc stężenie procentowe przeliczyć na molowe. Z definicji stężenia procentowego wynika, że w 100g roztworu znajduje się 6g kwasu octowego. Ten roztwór zajmuje objętość 100cm³ (d=m/V czyli V=dm). Oznacza to, że w 1000cm³ (1dm³) znajduje się 60g kwasu octowego. Stężenie molowe tego kwasu .
Oczywiście kwas octowy jest kwasem słabym i nie jest całkowicie zdysocjowany. Jeżeli jego stopień dysocjacji α=0,1%=0,001 to oznacza, że tylko 1cząstczka na 1000 jest zdysocjowana ( ), czyli [H⁺]=α^.C₀=0,001mol/dm³.
pH takiego roztworu kwasu pH=-log[H⁺]=-log0,001=3
Identyczny wynik otrzymamy przeliczając stężenie procentowe od razu na stężenie molowe:
6g kwasu w 100cm³ (0,1dm³), czyli w 0,1dm³ znajduje się 0,1mola kwasu: . Dalej obliczasz stężenie [H⁺] z uwzględnieniem stopnia dysocjacji.

10.3-16.
Stopień dysocjacji jest to liczba cząsteczek dysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Ponieważ stężenie molowe roztworu jest proporcjonalne do liczby cząsteczek n, stopień dysocjacji definiuje się również jako stężenie cząsteczek dysocjowanych do stężenia początkowego: . Stopień dysocjacji, α jest zawsze α≤1 lub w procentach α≤100%. Stopień dysocjacji równy 1 jest jedynie w roztworach rozcieńczonych dla mocnych elektrolitów. Dla słabych elektrolitów jest zawsze dużo mniejszy od 1. Jedynie dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych wartość α zbliża się do 1.
Kwas octowy dysocjuje na jony wodorowe i jony octanowe: CH₃COOH = H⁺ + CH₃COO^- ze stałą równowagi opisaną wzorem: . Stężenie jonów wodorowych i octanowych można wyliczyć ze stopnia dysocjacji: [H⁺]=αC₀ oraz [CH₃COO^-]=αC₀. Stężenie równowagowe kwasu octowego jest równe: [CH₃COOH]=C₀-αC₀. Podstawiając te dane do wzoru na stałą dysocjacji otrzymamy wzór, który nazywany jest wzorem rozcieńczeń Ostwalda:  czyli C₀=K/α². Podstawiając dane do wzoru otrzymamy:
dla α=0,3%=0,003 C₀=1,3mol/dm³.
dla α=0,4%=0,004 (po rozcieńczeniu) C₀=0,73mol/dm³.

10.3-17.
Stopień dysocjacji jest to liczba cząsteczek zdysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Ponieważ stężenie molowe roztworu jest proporcjonalne do liczby cząsteczek n, stopień dysocjacji definiuje się również jako stężenie cząsteczek zdysocjowanych do stężenia początkowego: . Stopień dysocjacji, α jest zawsze α≤1 lub w procentach α≤100%. Stopień dysocjacji równy 1 jest jedynie w roztworach rozcieńczonych dla mocnych elektrolitów. Dla słabych elektrolitów jest zawsze dużo mniejszy od 1. Jedynie dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych wartość α zbliża się do 1.
Słaby kwas jednoprotonowy H-R w wodzie dysocjuje według równania reakcji:
H-R = H⁺ + R^-
Stała dysocjacji opisana jest wzorem:
Stężenie jonów wodorowych i reszty kwasowej R^- można wyliczyć ze stopnia dysocjacji: [H⁺]=αC₀ oraz [R^-]=αC₀. Stężenie równowagowe kwasu H-R jest równe: [H-R]=C₀-αC₀. Podstawiając te dane do wzoru na stałą dysocjacji otrzymamy wzór, który nazywany jest wzorem rozcieńczeń Ostwalda:  czyli C₀=K/α². Podstawiając dane do wzoru otrzymamy:
dla α=1%=0,01 C₀=2mol/dm³, [H⁺]=C₀α=0,02mol/dm³.
dla α=10%=0,1 (przy tak dużej wartości α, stężenia początkowego nie możemy obliczać ze wzoru uproszczonego) C₀=K(1-α)α^-2=0,018mol/dm³, [H⁺]=C₀α=0,0018mol/dm³.

10.3-18.
Stopień dysocjacji jest to liczba cząsteczek zdysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Ponieważ stężenie molowe roztworu jest proporcjonalne do liczby cząsteczek n, stopień dysocjacji definiuje się również jako stężenie cząsteczek zdysocjowanych do stężenia początkowego: . Stopień dysocjacji, α jest zawsze α≤1 lub w procentach α≤100%. Stopień dysocjacji równy 1 jest jedynie w roztworach rozcieńczonych dla mocnych elektrolitów. Dla słabych elektrolitów jest zawsze dużo mniejszy od 1. Jedynie dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych wartość α zbliża się do 1.
Słaby kwas jednoprotonowy w wodzie dysocjuje wg równania reakcji:
H-R = H⁺ + R^-
Stała dysocjacji K tego kwasu liczona jest ze wzoru:
Stężenie jonów wodorowych i reszty kwasowej R^- można wyliczyć ze stopnia dysocjacji: [H⁺]=αC₀ oraz [R^-]=αC₀. Stężenie równowagowe kwasu H-R jest równe: [H-R]=C₀-αC₀. Podstawiając te dane do wzoru na stałą dysocjacji otrzymamy wzór, który nazywany jest wzorem rozcieńczeń Ostwalda:  
Stężenie początkowe kwasu C₀ można obliczyć korzystając ze wzoru na stopień dysocjacji: , czyli C₀=C/α. C₀=0,01mol/dm³/0,02=0,5mol/dm³.
Stałą dysocjacji K obliczymy z uproszczonego wzoru rozcieńczeń Ostwalda: K=C₀α²=0,5mol/dm^3.0,02²=2^.10^-4mol/dm³.
Stała dysocjacji tego kwasu wynosi 2^.10^-4mol/dm³.

10.3-19.
Słaba, jednowodorotlenowa zasada w wodzie dysocjuje wg równania reakcji:
MeOH = Me⁺ + OH^-
Stała dysocjacji tej zasady opisana jest wzorem:
Z równania dysocjacji wynika, że [OH^-]=[Me⁺]=0,02mol/dm³. Stężenie równowagowe [MeOH] równe jest C₀ pomniejszonemu o ilość zasady, która uległa dysocjacji: [MeOH]=C₀-[OH^-]. Podstawiając te dane do wzoru na stałą dysocjacji otrzymamy: , czyli KC₀‑K[OH^-]=[OH^-]², a po przekształceniu względem C₀ otrzymamy: . Podstawiając podane wartości [OH^-]=0,02mol/dm³ oraz K=1^.10^-4 otrzymamy C₀=4,02mol/dm³.
Stężenie początkowe zasady monowodorotlenowej wynosi 4,02mol/dm³.

10.3-20.
Stopień dysocjacji jest to liczba cząsteczek zdysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Ponieważ stężenie molowe roztworu jest proporcjonalne do liczby cząsteczek n, stopień dysocjacji definiuje się również jako stężenie cząsteczek zdysocjowanych do stężenia początkowego: . Stopień dysocjacji, α jest zawsze α≤1 lub w procentach α≤100%. Stopień dysocjacji równy 1 jest jedynie w roztworach rozcieńczonych dla mocnych elektrolitów. Dla słabych elektrolitów jest zawsze dużo mniejszy od 1. Jedynie dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych wartość α zbliża się do 1.
Kwas octowy w wodzie dysocjuje wg równania reakcji:
CH₃COOH = H⁺ + CH₃COO^-
Stała dysocjacji kwasu
Z równania dysocjacji tego kwasu widzimy, że [H⁺]=[CH₃COO^-], oraz [CH₃COOH]=C₀-[H⁺]. Podstawiając te wyrażenia do stałej dysocjacji kwasu octowego otrzymamy: .
Stężenie jonów wodorowych [H⁺]=C₀α (definicja α), czyli dla stałej K możemy zapisać: . Przy dużym stężeniu i małej wartości K 1-α≈1 i równanie na stałą K upraszcza się do wyrażenia K=C₀α². Podstawiając dane wartości i przekształcając wzór względem α otrzymamy: .
Jeżeli α ma ulec podwojeniu, to po rozcieńczeniu powinien wynosić 0,019 (1,9%). Dla takiej wartości α stężenie powinno wynosić .
I sposób: Roztwór należy rozcieńczyć 0,2/0,05=4 razy. Czyli objętość końcowa roztworu wyniesie V=4^.0,5dm³=2dm³. Należy więc dodać 2dm³-0,5dm³=1,5dm³ wody.
II sposób: W 0,5dm³ 0,2M roztworu znajduje się (C_M=n/V) n=C_MV=0,2dm^3.0,5dm³=0,1mol kwasu. Ta ilość kwasu musi znaleźć się w roztworze o C_M=0,05mol/dm³. Przekształcając wzór na stężenie molowe względem V obliczymy objętość roztworu w jakiej znajduje się 0,1mola kwasu: V=n/C_M=0,1mol/0,05mol/dm³=2dm³.
Aby otrzymać 2 dm³ 0,05M roztworu, należy do 0,5dm³ 0,2M roztworu dodać 1,5dm³ wody.

10.3-21.
Kwas octowy w wodzie dysocjuje według równania reakcji:
CH₃COOH = H⁺ + CH₃COO^-
Stała dysocjacji dla tego kwasu opisana jest wzorem:

Dla kwasu słabego, jakim jest kwas octowy i przy stężeniu 0,1M można przyjąć, że [CH₃COOH]=C₀=0,1mol/dm³. Podstawiając dane do wzoru na stałą dysocjacji otrzymamy:

Stopień dysocjajci α jest to stosunek ilości cząsteczek zdysocjowanych do ilości początkowej (ilość cząsteczek zdysocjowanych jest proporcjonalna do stężenia), czyli

10.3-22.
Kwas octowy dysocjuje w wodzie zgodnie z równaniem reakcji:
CH₃COOH = CH₃COO^- + H⁺
Stałą równowagi tej reakcji można opisać wzorem:

Stopień dysocjajcii α=n/n_o, gdzie n – ilość cząsteczek zdysocjowanych, n₀ – ilość początkowa cząsteczek. Z uwagi na to, że n jest proporcjonalne do stężenia, stopień dysocjacji można obliczyć również ze wzoru: α=[H⁺]/C₀.
Czyli [H⁺]=C₀α. Z równania reakcji dysocjacji kwasu octowego wynika, że [CH₃COO^-]=[H⁺]. Jeżeli kwas jest kwasem słabym to [CH₃COOH]≈C₀. Podstawiając do wzoru na stałą dysocjacji za [H⁺] i za [CH₃COO^-] wartość C₀α, a za [CH₃COOH] wartość C₀ otrzymamy: , czyli wzór na prawo rozcieńczeń Ostwalda. Ze wzoru tego można wyliczyć stałą dysocjacji dla kwasu octowego: K=0,0949^.0,0135²=1,73^.10^-5  
W przypadku tak dużego stopnia dysocjacji nie możemy stosować wzorów przybliżonych, czyli [CH₃COOH]=C₀-C₀α=C₀(1-α). Podstawiając tę wartość do wzoru na stałą K i przekształcając wzór na prawo rozcieńczeń Ostwalda względem C₀, a następnie podstawiając do wzoru wartość stałej K i α=0,95 otrzymamy:
Stopień dysocjacji 95% kwas octowy osiągnie przy stężeniu 9,58^.10^-7mol/dm³ 

10.3-23.
Stopień dysocjacji jest to liczba cząsteczek dysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Ponieważ stężenie molowe roztworu jest proporcjonalne do liczby cząsteczek n, stopień dysocjacji definiuje się również jako stężenie cząsteczek dysocjowanych do stężenia początkowego: . Stopień dysocjacji, α jest zawsze α≤1 lub w procentach α≤100%. Stopień dysocjacji równy 1 jest jedynie dla w roztworach rozcieńczonych dla mocnych elektrolitów. Dla słabych elektrolitów jest zawsze dużo mniejszy od 1. Jedynie dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych wartość α zbliża się do 1.
Kwas octowy w wodzie dysocjuje zgodnie z równaniem reakcji:
CH₃COOH = CH₃COO^- + H⁺
Z równania reakcji widzimy, że ilość jonów wodorowych jest równa ilości kwasu octowego, która uległa dysocjacji. Stężenie początkowe kwasu wynosiło więc 1,994mol/dm³+0,006mol/dm³=2mol/dm³. Stężenie cząsteczek zdysocjowanych jest równe stężeniu jonów wodorowych. Podstawiając dane do wzoru na stopień dysocjacji otrzymamy:

10.3-24.
Kwas octowy dysocjuje zgodnie z równaniem reakcji:
CH₃COOH = H⁺ + CH₃COO^-
Stałą równowagi tej reakcji można opisać wzorem:
W takim roztworze jony wodorowe pochodzą od całkowicie zdysocjowanego kwasu solnego i częściowo zdysocjowanego kwasu octowego: [H⁺]=C_HCl+[H⁺]’. Jednakże ilość jonów wodorowych pochodzących od kwasu octowego równa jest ilości jonów octanowych: [H⁺]’=[CH₃COO^-]. Stężenie jonów wodorowych pochodzących od kwasu octowego oznaczmy przez x. Stężenie równowagowe kwasu octowego [CH₃COOH] przy tak małej stałej dysocjacji i w roztworze kwaśnym, bez większego błędu można przyjąć, że równe jest stężeniu początkowemu kwasu octowego: [CH₃COOH]=C_o. Możemy więc zapisać: . Po przekształceniu wzoru względem x otrzymamy: x²+xC_HCl-KC₀=0, a po rozwiązaniu równania kwadratowego otrzymamy: x=4,37^.10^-6mol/dm³.
Stopień dysocjacji określany jest jako stosunek ilości cząsteczek zdysocjowanych do ilości początkowej cząsteczek . Z uwagi na to, że ilość cząsteczek jest proporcjonalna do stężenia molowego, stopień dysocjacji można również obliczać na podstawie stężeń. Podstawiając dane z zadania otrzymamy:

10.3-25.
Stopień dysocjacji jest to liczba cząsteczek zdysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Ponieważ stężenie molowe roztworu jest proporcjonalne do liczby cząsteczek n, stopień dysocjacji definiuje się również jako stężenie cząsteczek zdysocjowanych do stężenia początkowego: . Stopień dysocjacji, α jest zawsze α≤1 lub w procentach α≤100%. Stopień dysocjacji równy 1 jest jedynie w roztworach rozcieńczonych dla mocnych elektrolitów. Dla słabych elektrolitów jest zawsze dużo mniejszy od 1. Jedynie dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych wartość α zbliża się do 1.
pH roztworu definiowane jest jako ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorowych H⁺ (hydronowych H₃O⁺) (najściślej jest to ujemny logarytm z aktywności jonów hydronowych):
pH=-log[H⁺], ze wzoru wynika, że [H⁺]=10^-pH
W czystej wodzie [H⁺]=[OH^-]. W temperaturze 25^oC (298K) [H⁺]=10^-7mol/dm³, a pH=7. Dla roztworów wodnych zachodzi następująca zależność: pH+pOH=14, gdzie pOH=-log[OH^-].
Jednowodorotlenowa zasada w wodzie ulega dysocjacji wg równania reakcji:
MeOH = Me⁺ + OH^-
Jeżeli pH roztworu zasady o C_M=0,1M wynosi 10, oznacza to, że pOH=14-10=4. Stężenie jonów wodorotlenowych [OH^-]=10^-pOH=10^-4 mol/dm³. Stopień dysocjacji α tej zasady wynosi: α=C/C₀=10^‑4/0,1=10^-3=0,1%

10.3-26.
Kwas chlorowy(III) w wodzie dysocjuje wg równania reakcji:
HClO₂ = H⁺ + ClO₂^-
Stała równowagi dla reakcji dysocjacji opisana jest wzorem:  (z uwagi na to, że [H⁺]=[ClO₂^-] możliwe jest uproszczenie wzoru.
Stopień dysocjajcii α=n/n_o, gdzie n – ilość cząsteczek zdysocjowanych, n₀ – ilość początkowa cząsteczek. Z uwagi na to, że n jest proporcjonalne do stężenia, stopień dysocjacji można obliczyć również ze wzoru: α=[H⁺]/C₀. Przekształcając wzór względem [H⁺] otrzymamy: [H⁺]=αC₀=4,3^.10^‑4.0,2mol/dm³=8,6^.10^-5mol/dm³. Jeżeli kwas dysocjuje w tak niewielkim stopniu, to C0≈[HClO2]. Podstawiając dane do wzoru na stałą dysocjacji otrzymamy:

10.3-27. 
Kwas octowy w wodzie dysocjuje wg równania reakcji:
CH₃COOH  CH₃COO^- + H⁺ 
Stała dysocjacji tej reakcji opisana jest wzorem: .  
Jeżeli pH=2,9, to z definicji pH=-log[H⁺] obliczam stężenie jonów wodorowych: [H⁺]=10^‑pH=10^‑2,9=1,26^.10^-3mol/dm³. Z równania reakcji dysocjacji kwasu octowego wynika, że [H⁺]=[CH₃COO^-]. Stężenie równowagowe kwasu octowego równe jest stężeniu początkowemu pomniejszonemu o część, która uległa dysocjacji: [CH₃COOH]=C₀‑[H⁺]=0,1mol/dm³-1,26^.10^-3mol/dm³=0,09874mol/dm³. Podstawiając dane do wzoru na stałą dysocjacji otrzymamy: . W chemii literą p oznaczamy –log. Czyli pK=-log(1,6^.10^-5)=4,8.

10.3-28. 
Stopień dysocjacji . Z uwagi na to, że ilość cząsteczek jest proporcjonalna do stężenia molowego, stopień dysocjacji można zdefiniować jako .
Kwas azotowy w wodzie dysocjuje według równania reakcji: HNO₃ → H⁺ + NO₃^-
Stężenie jonów wodorowych powiązane jest z pH zależnością: pH=-log[H⁺], czyli [H⁺]=10^-pH. Podstawiając dane do wzoru otrzymamy: [H⁺]=10^-4mol/dm³. Mając stężenie cząsteczek zdysocjowanych obliczymy stężenie początkowe kwasu: C₀=C/α=10^‑4mol/dm³/0,8=1,25^.10^‑4mol/dm³.
Stężenie molowe C_M=n/V, czyli n=C_MV=1,25^.10^-4mol/dm^3.0,6dm³=7,5^.10^-5mol=4,73^.10^-3g.

10.3-29.
Stopień dysocjacji a definiowany jest jako a=[H⁺]/C₀, czyli w 0,02M roztworze tego kwasu znajduje się [H⁺]=aC₀=0,166^.0,02M=0,00332M jonów wodorowych, oraz 0,02M-0,00332M=0,01668M niezdysocjowanego kwasu. Kwas jednoprotonowy w wodzie ulega dysocjacji wg równania reakcji:
HR H⁺ + R^-
Stała dysocjacji tego kwasu . 200cm³ tego samego kwasu oznacza, że kwas musi mieć tę samą stałą dysocjacji, ale stopień dysocjacji wskazuje, że stężenie tego kwasu jest inne. Z prawa rozcieńczeń Ostwalda wiadomo, że: , czyli stężenie tego kwasu C₀=K/a²=6,608^.10^-4/(0,018²)=2,04M. Zmieszano zatem 300cm³ 0,02M roztworu z 200cm³ 2,04M roztworu. Stężenie powstałego roztworu wynosi C_M=(n₁+n₂)/(V₁+V₂)=(300^.0,02+200^.2,04)/(300+200)=0,828M. Podstawiając dane do wzoru na prawo rozcieńczeń Ostwalda możemy wyliczyć stopień dysocjacji nowopowstałego roztworu:

10.3-30.
Jednozasadowy kwas – oznacza, że posiada jeden atom wodoru. Kwas taki w wodzie dysocjuje wg równania reakcji:
R-H H⁺ + R^-
Stała dysocjacji dla tego kwasu opisana jest wzorem: . Stopień dysocjacji oznacza ilość cząsteczek zdysocjowanych do ilości początkowej (lub stężenie cząsteczek zdysocjowanych do stężenia początkowego) . Z reakcji dysocjacji wynika, że [H⁺]=[R^-]=aC₀. Stężenie [R-H]=C₀-aC₀. Dla tak słabego kwasu tylko bardzo niewielka część kwasu ulega dysocjacji i można przyjąć, że [R-H]=C₀. Podstawiając do wzoru na stałą dysocjacji otrzymamy:

10.3-31.
Kwas fluorowodorowy jest słabym kwasem i w wodzie dysocjuje wg równania reakcji:
HF H⁺ + F^-
Stała dysocjacji tego kwasu opisana jest wzorem: . Z równania dysocjacji wynika, że [H⁺]=[F^-], natomiast przy tak dużym stężeniu kwasu i małej stałej dysocjacji możemy przyjąć, że [HF]≈C₀. Wzór na stałą dysocjacji przyjmie postać: . Stężenie jonów wodorowych obliczymy ze wzoru

10.3-32.
Kwas fluorowodorowy jest słabym kwasem i w wodzie dysocjuje wg równania reakcji:
HF H⁺ + F^-
Stopień dysocjacji a=n_z/n₀, czyli stosunek ilości cząsteczek zdysocjowanych do ilości początkowej. Z uwagi na to, że ilość cząsteczek jest proporcjonalna do stężenia molowego, stopień dysocjacji definiowany jest również jako a=C_z/C₀. Stężenie jonów wodorowych [H⁺]=aC₀. Z uwagi na to, że [H⁺]=[F^-], stężenie jonów C_jon=2aC₀=2^.0,025^.0,5mol/dm³=0,025mol/dm³.

10.3-33.
Kwas octowy jest słabym kwasem i w wodzie dysocjuje wg równania reakcji:
CH₃COOH H⁺ + CH₃COO^-
Stała dysocjacji tego kwasu opisana jest wzorem: . Z równania dysocjacji wynika, że [H⁺]=[CH₃COO^-], natomiast przy tak dużym stężeniu kwasu i małej stałej dysocjacji możemy przyjąć, że [CH₃COOH]≈C₀. Wzór na stałą dysocjacji przyjmie postać: . Stężenie jonów wodorowych obliczymy ze wzoru . Wykładnik stężenia jonów wodorowych, czyli pH definiowane jest jako pH=-log[H⁺]. Podstawiając dane do wzoru otrzymamy: pH=-log(2,96^.10^-3)=2,53.

10.3-34.
Kwas dichlorooctowy w roztworze wodnym dysocjuje wg równania reakcji:
Cl₂CH-COOH Cl₂CH-COO^- + H⁺
Stopień dysocjacji definiujemy jako a=C_z/C₀ (gdzie C_z – stężenie cząsteczek zdysocjowanych, C₀ stężenie początkowe). Z równania reakcji dysocjacji kwasu wynika, że [H⁺]=[Cl₂CH-COO^-]. Biorąc pod uwagę stopień dysocjacji a, możemy zapisać: [H⁺]=C₀a, natomiast równowagowe stężenie kwasu [Cl₂CH-COOH]=C₀-C₀a. Podstawiając ostatnie wyrażenie do wzoru na stałą dysocjacji otrzymamy: ( wzór na prawo rozcieńczeń Ostwalda). pK kwasu to pK=-logK, czyli stała dysocjacji kwasu: K=10^-pKa=10^-1,3=0,0501. Przekształcając wzór na prawo rozcieńczeń Ostwalda względem a otrzymamy: C₀a²+K_aa-K=0. Po podstawieniu danych otrzymamy: 0,01a²-0,0501a+0,0501=0, a po rozwiązaniu: a=0,85.

10.3-35.
Stopień dysocjacji definiowany jest jako stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Liczba cząsteczek zdyzocjowanych wynosi 0,2 mol, natomiast liczba cząsteczek na początku (przed dysocjacją) równa jest liczbie cząsteczek zdysocjowanych i liczbie cząsteczek niezdysocjowanych: n₀=n_zdys+n_nzdys. Podstawiając dane do wzoru otrzymamy:

10.3-36.
Amoniak w wodzie dysocjuje wg równania reakcji:
NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^-
Stała dysocjacji opisana jest równaniem: (stężenie wody jako stałe zostało wniesione do stałej K). Z równania reakcji dysocjacji wynika, że [NH₄⁺]=[OH^-], czyli .
Stopień dysocjacji . Po przekształceniu wzoru na stopień dysocjacji otrzymamy [OH^-]=aC₀=0,0133^.0,1mol/dm³=1,33^.10^-3mol/dm³. Natomiast podstawiając dane do wzoru na stałą dysocjacji otrzymamy:

10.3-37.
Amoniak w wodzie dysocjuje wg równania reakcji:
NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^-
Stała dysocjacji opisana jest równaniem: (stężenie wody jako stałe zostało wniesione do stałej K). Z równania reakcji dysocjacji wynika, że [NH₄⁺]=[OH^-], czyli .
Stopień dysocjacji . Po przekształceniu wzoru na stopień dysocjacji otrzymamy [OH^-]=aC₀. Stężenie cząsteczek niezdysocjowanych [NH₃]=C₀-[OH^-]=C₀-aC₀. Podstawiając dane do wzoru na stałą dysocjacji otrzymamy: (zależność ta nazywana jest prawem rozcieńczeń Ostwalda). Przekształcając ostatni wzór względem a otrzymamy: . Stężenie jonów wodorotlenowych [OH^-]=C₀a=0,1mol/dm^3.0,0134=1,34^.10^-3mol/dm³.

10.3-38.
Stężenie procentowe obliczane jest ze wzoru c%=100%^.m_s/m_rozt. W 10g 10% roztworu NaOH znajduje się m_s=c%^.m_rozt/100%=10%^.10g/100%=1g. Natomiast stężenie molowe obliczane jest ze wzoru C_M=n/V=m_s/(M_sV). Podstawiając dane do wzoru otrzymamy: .
Wodorotlenek sodu jest mocną zasadą i w wodzie dysocjuje całkowicie:
NaOH → Na⁺ + OH^-
Z równania reakcji dysocjacji wynika, że stężenie jonów wodorotlenowych równe jest stężeniu molowemu NaOH, czyli [OH^-]=0,0333mol/dm³. W roztworze wodnym spełniona jest zależność pH+pOH=14. pOH=-log[OH^-]=-log(0,0333)=1,48. Wykładnik stężenia jonów wodorowych (pH) tego roztworu wynosi zatem: pH=14-1,48=12,52.

10.3-39.
Stężenie molowe roztworu liczone jest ze wzoru: C_M=n/V. W pierwszym roztworze znajduje się zatem n₁=C_MV=0,2mol/dm^3.0,1dm³=0,02mol chlorowodoru, a w drugim n₂=0,1mol/dm^3.0,01dm³=0,001mol chlorowodoru. Po zmieszaniu tych roztworów otrzymamy 0,11dm³ roztworu, w którym znajduje się 0,021mol chlorowodoru. Stężenie tego roztworu C_M=n/V=0,021mol/0,11dm³=0,191mol/dm³. Kwas solny jest mocnym kwasem i w wodzie dysocjuje całkowicie:
HCl → H⁺ + Cl^-
W związku z tym stężenie jonów wodorowych w każdym roztworze równe jest stężeniu kwasu solnego. Wykładnik jonów wodorowych pH=-log[H⁺].
Roztwór pierwszy pH=-log(0,2)=0,7
Roztwór drugi pH=-log(0,1)=1,0
Roztwór otrzymany pH=-log(0,191)=0,72.

10.3-40.
Amoniak w wodzie dysocjuje zgodnie z równaniem reakcji:
Amoniak w wodzie dysocjuje wg równania reakcji:
NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^-
Stała dysocjacji opisana jest równaniem: (stężenie wody jako stałe zostało wniesione do stałej K). Z równania reakcji dysocjacji wynika, że [NH₄⁺]=[OH^-], czyli (Jeżeli stosunek C₀/K>400 to można przyjąć, że stężenie równowagowe cząsteczek niezdysocjowanych jest praktycznie równe stężeniu początkowemu).
Stężenie jonów wodorotlenowych wynosi: . W roztworach wodnych pOH+pH=14. pOH=-log[OH^-]=-log(1,9^.10^-3)=2,72. Wykładnik stężenia jonów wodorowych w tym roztworze wynosi pH=14-2,72=11,28.

10.3-41.
Po rozpuszczeniu 21g chlorku amonu w 1dm³ roztworu wodorotlenku sodu otrzymano (C_M=n/V) roztwór chlorku amonu o stężeniu . Amoniak w wodzie ulega dysocjacji zgodnie z równaniem:
NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^-
Stała dysocjacji opisana jest równaniem: (stężenie wody jako stałe zostało wniesione do stałej K). Stężenie jonów amonowych równe jest stężeniu soli: [NH₄⁺]=C_s, natomiast stężenie amoniaku równe jest stężeniu zasady: [NH₃]=C_z. Możemy więc zapisać: . Po zlogarytmowaniu otrzymamy: log[OH^-]=log(K)+log(C_z/C_s), a po pomnożeniu stronami przez (-1) otrzymamy: pOH=pK-log(C_z/C_s). W roztworze wodnym zawsze pH+pOH=14, czyli pH=14-pOH. Podstawiając tę zależność do ostatniego wzoru otrzymamy: pH=14-pK+log(C_z/C_s)=14-4,74+log(0,21/0,393)=9.

10.3-42.
Bardziej zasadowy jest ten roztwór, którego pH jest większe, lub w którym jest większe stężenie jonów OH^-. W roztworze wodnym zawsze [OH^-][H⁺]=10^-14. W pierwszym roztworze stężenie jonów wodorotlenowych:
[OH^-]=10^-14/3^.10^-7mol/dm³=3,33^.10^-8 mol/dm³. W roztworze drugim stężenie jonów wodorotlenowych [OH^-]=9^.10^-9mol/dm³. Większe stężenie jonów wodorotlenowych, a zatem bardziej zasadowy jest roztwór pierwszy.
pH roztworu pierwszego pH=-log[H⁺]=-log(3^.10^-7)=6,5. Stężenie jonów wodorowych w drugim roztworze [H⁺]=10^-14/9^.10^-9=1,11^.10^-6mol/dm³. pH tego roztworu pH=-log(1,11^.10^-6)=6. Bardziej zasadowy jest pierwszy roztwór.

10.3-43
Jednoprotonowy słaby kwas w wodzie dysocjuje zgodnie z równaniem reakcji:
HR H⁺ + R^-
Stała dysocjacji
Stężenie jonów wodorowych, zgodnie z równaniem reakcji równe jest stężeniu reszty kwasowej, a z definicji pH=-lg[H⁺], [H⁺]=10^-pH=10^-2=0,01, czyli [H⁺]=[R^-]=0,01mol/dm³. Stopień dysocjacji a=C/C₀, czyli C₀=C/a=0,01mol/dm³/0,36=0,0278mol/dm³. Stężenie równowagowe [HR]=C₀-C_z=C₀-[H⁺]=0,0278-0,01=0,0178mol/dm³. Podstawiając dane do wzoru na stałą dysocjacji otrzymamy: . pK_a=-lg(K_a)=-lg(5,62^.10^-3)=2,25.

10.3-44
Kwas mrówkowy dysocjuje zgodnie z równaniem reakcji:
HCOOH H⁺ + HCOO^-
Stała dysocjacji kwasu mrówkowego K_a=10^-pK=10^-3,8=1,58^.10^-4 opisana jest wzorem: . Z równania reakcji dysocjacji kwasu wynika, że [H⁺]=[HCOO^-]. Z uwagi na małą wartość stałej dysocjacji i dużą wartość stężenia (C₀/K_a>400) można przyjąć, że [HCOOH]≈C₀. Przekształcając wzór na stałą dysocjacji względem [H⁺] otrzymamy: . Wykładnik stężenia jonów wodorowych dla 0,1M roztworu kwasu mrówkowego pH=-lg[H⁺]=-lg(3,97^.10^-3)=2,4.

10.3-45
Stężenie nominalne (analityczne) to inaczej stężenie początkowe C₀ kwasu. Jeżeli jest to kwas jednoprotonowy to w wodzie dysocjuje wg równania reakcji:
HR H⁺ + R^-
Stopień dysocjacji a=C_zdys/C₀. Stężenie cząsteczek zdysocjowanych, np. jonów wodorowych można policzyć z wykładnika stężenia jonów wodorowych (pH) z zależności pH=-lg[H⁺], czyli [H⁺]=10^-pH=10^-2,2=6,3096^.10^-3mol/dm³. Stężenie początkowe kwasu C₀=C_zdys/a=0,0063096/0,5=0,01262mol/dm³.

10.3-46
Woda destylowana z założenia ma odczyn obojętny, czyli pH=7.
Kwas solny i wodorotlenek sodu są mocnymi elektrolitami i w wodzie dysocjują całkowicie:
HCl → H⁺ + Cl^-
NaOH → Na⁺ + OH^-
Stężenie jonów wodorowych lub hydroksylowych równe jest stężeniu HCl lub stężeniu NaOH.
Po dodaniu do 20cm³ wody 1cm³ 0,1M roztworu HCl, otrzymano 21cm³ roztworu w którym znajduje się (C_M=n/V) n=C_MV=0,1M^.1cm³=0,1mmol HCl. Stężenie tego roztworu C_M=0,1mmol/21cm³=4,76^.10^-3M. pH=-lg[H⁺]=-lg(C₀)=-lg(4,76^.10^-3)=2,3.
Po dodaniu do 20cm³ wody 5cm³ 0,1M roztworu HCl, otrzymano 25cm³ roztworu w którym znajduje się n=C_MV=0,1M^.5cm³=0,5mmol HCl. Stężenie tego roztworu C_M=0,5mmol/25cm³=0,02M. pH=-lg[H⁺]=-lg(C₀)=-lg(0,02)=1,7.
Po dodaniu do 20cm³ wody 1cm³ 0,1M roztworu NaOH, otrzymano 21cm³ roztworu w którym znajduje się n=C_MV=0,1M^.1cm³=0,1mmol NaOH. Stężenie tego roztworu C_M=0,1mmol/21cm³=4,76^.10^-3M. pOH=-lg[OH^-]=-lg(C₀)=-lg(4,76^.10^-3)=2,3.
pH=14-pOH=14-2,3=11,7.
Po dodaniu do 20cm³ wody 5cm³ 0,1M roztworu NaOH, otrzymano 25cm³ roztworu w którym znajduje się n=C_MV=0,1M^.5cm³=0,5mmol NaOH. Stężenie tego roztworu C_M=0,5mmol/25cm³=0,02M. pOH=-lg[OH^-]=-lg(C₀)=-lg(0,02)=1,7. pH=14-pOH=12,3.

10.4. Obliczenia na podstawie pH roztworu

 

Zobacz odpowiedzi

 

W czystej wodzie stężenie jonów wodorowych równe jest stężeniu jonów wodorotlenowych [H⁺]=[OH^-]=10^-7mol/dm³. Iloczyn stężeń jonów wodorowych i wodorotlenowych w wodzie jest także stały i wynosi [H⁺][OH^-]=10^-14 i nazywany jest iloczynem jonowym wody i oznaczany jako K_w=10^-14 lub pK_w=14 (p w chemii oznacza –log).
pH – wykładnik stężenia jonów wodorowych definiowany jest jako pH=-log[H⁺] lub pH=-log[H₃O⁺]. W czystej wodzie pH=7 (-log[H⁺]=-log(10^-7)=7), natomiast dla roztworów kwaśnych pH<7, a dla roztworów zasadowych pH>7. Dla roztworów wodnych istnieje zależność: pH+pOH=14 (pOH=-log[OH^-]).

Mocne kwasy (mocne zasady) dysocjują w wodzie całkowicie:
HR → H⁺ + R^-
(MeOH → Me⁺ + OH^- )
Dlatego stężenie molowe jonów wodorowych (wodorotlenowych) równe jest stężeniu molowemu kwasu (zasady): [H⁺]=C_HR ([OH^-]=C_MeOH). pH dla kwsu pH=-log[H⁺]=-log(C_HR). Natomiast dla zasady pOH=-log[OH^-]=-log(C_MeOH), oraz pH=14-pOH.

10.4-1.
Ile i jakich gramojonów trzeba dodać do 1dm³ roztworu o pH=2 by uzyskać roztwór o pH=4.

10.4-2.
Ile g NaOH musi zawierać 1 dm³ roztworu aby jego pH wynosiło 12?

10.4-3.
Oblicz pH 0,10 molowego roztworu wodnego NH₄Cl. Stała dysocjacji kwasowej dla NH₄⁺ K_a= 5,6^.10^‑10

10.4-4.
Jednoprotonowy kwas znajduje się w roztworze wodnym o pH=3. Kwas jest zdysocjowany w 46%. Oblicz pK_a dla tego kwasu.

10.4-5.
Jaką objętość 0,1-molowego roztworu NaOH należy dodać do 200cm³ 0,01-molowego roztworu H₂SO₄, aby pH roztworu osiągneło wartość 7?

10.4-6.
Oblicz pH 0,01-molowego roztworu zasady sodowej.

10.4-7.
Obliczyć wykładnik stężenia jonów wodorowych w 0,2 molowym roztworze kwasu zdysocjowanego w 78%

10.4-8.
Wykładnik stężenia jonów wodorowych w 0,15molowym roztworze kwasu octowego wynosi 2,79. Obliczyć wartość stałej dysocjacji kwasu octowego.

10.4-9.
Rozcieńczono 7,5 ml 6M jednozasadowego kwasu do końcowej objętości 150 ml. pH tak otrzymanego roztworu wynosi 3,06. Oblicz stężenie rozcieńczonego kwasu, stężenie jonów wodorowych i wyznacz stopień dysocjacji kwasu w rozcieńczonym roztworze.

10.4-10.
Obliczyć pH roztworu kwasu azotowego(III) (azotawego) (K=2^.10^-4) o stężeniu:
a) 0,1 mol/dm³,
b) 0,01 mol/dm³.

10.4-11.
Obliczyć pH roztworu otrzymanego po rozpuszczeniu 0,05 g NaOH w 0,5dm³ wody.

10.4-12.
Obliczyć stałą dysocjacji kwasu azotowego(lII) (azotawego), wiedząc, że jego roztwór o pH=2 ma stopień dysocjacji 2%.

10.4-13.
Jaki odczyn będzie miał roztwór otrzymany po zmieszaniu roztworu zawierającego 2 mole kwasu siarkowego(VI) z roztworem zawierającym 2 mole wodorotlenku sodu?

10.4-14.
Ile razy należy zwiększyć (lub zmniejszyć) stężenie jonów wodorowych, aby pH:
a) wzrosło o 1,
b) zmalało o 1?

10.4-15.
Ze wzrostem temperatury wzrasta stopień dysocjacji wody. Czy spowoduje to zmianę odczynu wody?

10.4-16.
Obliczyć wartość pOH roztworu, którego pH=1.

10.4-17.
Obliczyć wartości pH podanych roztworów, przyjmując α=100%:
a) kwasu solnego o stężeniu 0,05 mol/dm³
b) NaOH o stężeniu 1 mol/dm³

10.4-18.
Jaką objętość 0,1-molowego roztworu NaOH należy dodać do 200cm³ 0,01-molowego roztworu H₂SO₄ aby pH roztworu osiągnęło wartość 7?

10.4-19.
O ile zwiększy się pH czystej wody po dodaniu 0,01 mola NaOH do 1dm³ wody?

10.4-20.
Oblicz pH roztworu, którego stężenie kationów wodorowych wynosi 0,0001mol/dm³.

10.4-21.
Jakie jest stężenie amoniaku, jeżeli jego pH=11,2 a stała dysocjacji K=1,75^.10^-5?

10.4-22.
Do zobojętnienia 15,0 cm³ roztworu NaOH zużyto 25,35cm³ 0,1010M kwasu solnego. Obliczyć stężenie NaOH, pH kwasu solnego i wodorotlenku sodu.

10.4-23.
Stężenia molowe jonów wodorotlenkowych w dwóch roztworach są następujące:
a) [OH^-]=10^-4,
b) [OH^-]=10^-6.
W którym roztworze jest większe stężenie jonów H⁺, a w którym wyższe pH roztworu?

10.4-24.
Obliczyć pH roztworu uzyskanego przez zmieszanie 250cm³ 0,2-molowego HCl i 440cm³ 0,1-molowego NaOH.

10.4-25
Oblicz pH roztworu wodorotlenku sodu o stężeniu 0,015 mol/dm³.

10.4-26.
Oblicz pH 0,01molowego roztworu kwasu octowego, dla którego pK_a=4,8

10.4-27.
Oblicz jakie jest pH roztworu zawierającego jony wodorotlenowe o stężeniu 10^-11. Określ odczyn roztworu

10.4-28.
Do 35 cm³ 0,20 M HCl dodano 1,2 cm³ 0,20 M KOH. Jakie jest pH otrzymanego roztworu? Założyć addytywność objętości.

10.4-29.
Obliczyć pH roztworu otrzymanego w wyniku reakcji 0,250 dm³ 3,10% roztworu HNO₃ o gęstości 1,015 g/cm³ z 1,60 g Ca. Zaniedbać zmianę objętości roztworu.
M(Ca) – 40,01 M(HNO₃) – 63,015

10.4-30.
Oblicz pH wiedząc że pKa kwasu octowego wynosi pKa= 4,76, jego stężenie 99% i przelano 0,6 cm³ do kolby o pojemności 100 cm³ po czym dopełniono wodą.

10.4-31.
Zmieszano 100cm³ kwasu solnego o pH=4 z 50cm³ zasady sodowej o pH=11. Jaki jest odczyn powstałego roztworu?

10.4-32.
Zasada MeOH ma w roztworze stężenie 0,0051 [mol/dm³]. Przy jakiej wartości stopnia dysocjacji α (w %) wartość pH w tym roztworze będzie wynosić 9.3 ?

10.4-33.
Do 0,05 mola HNO₂ w 1 dm³ dodano 5g KOH. Oblicz pH końcowe, jeżeli K_a HNO₂ wynosi 1,99^.10^-5.

10.4-34.
Siarkę przeprowadzono w dwóch etapach w tlenek siarki(VI) zużywając łącznie 1,68 dm³ tlenu (warunki normalne). Uzyskany tlenek rozpuszczono całkowicie w wodzie (założenia na potrzeby zadania) otrzymując 1000cm³ roztworu. Obliczyć pH tego roztworu zakładając całkowitą dysocjację kwasu.

10.4-35.
Jakie formy jonowe wystąpią w wodnym roztworze seryny, którego pH wynosi pH=7,9, a kolejne stałe dysocjacji seryny wynoszą: pK₁=2,2 pK₂=8,9. Jakie będą proporcje stężeń tych form?

10.4-36.
Do 50ml roztworu kwasu solnego o stężeniu 0,1 mol/l dodano 100ml roztworu 0,2 mol/l zasady potasowej. Jakie jest pH roztworu?

10.4-37.
Do 50ml roztworu kwasu solnego o stężeniu 0,1 mol/l dodano 100ml roztworu 0,2 mol/l zasady potasowej. Jakie jest pH roztworu?

10.4-38
50cm³ 2M roztworu CH₃COOH zmiareczkowano w 90% 3,5M roztworem NaOH. Oblicz pH roztworu.

10.4-39
Zmieszano takie objętości kwasu siarkowego(VI) i zasady sodowej, że na dwa kationy wodoru przypał jeden anion wodorotlenkowy. Ustal jaki jest odczyn roztworu po zakończeniu reakcji.

10.4. Obliczenia na podstawie pH roztworu

p>10.4-1.
Roztwór o pH=2 jest roztworem o odczynie kwaśnym, podobnie jak roztwór o pH=4, lecz ten ostatni jest mniej kwaśny. pH definiowane jest jako wykładnik ze stężenia jonów wodorowych: pH=‑log[H⁺], czyli [H⁺]=10^-pH. W roztworze pierwszym stężenie jonów wodorowych wynosi [H⁺]=10^‑2mol/dm³, natomiast w roztworze drugim stężenie jonów wodorowych wynosi [H⁺]=10^‑4mol/dm³.
W roztworze pierwszym znajduje się (C_M=n/V) n=C_MV=10^-2mola jonów wodorowych, a w roztworze drugim n=10^-4mola jonów wodorowych. Ilość jonów wodorowych można zmniejszyć dodając jonów wodorotlenowych: H⁺ + OH^- → H₂O
Roztwór drugi otrzymamy z pierwszego po dodaniu 1^.10^-2-1^.10^-4=9,9^.10^‑3mola jonów wodorotlenowych.
Z porównania stężeń wynika, że roztwór drugi można otrzymać z pierwszego w wyniku 100‑krotnego rozcieńczenia. Czyli do tego roztworu należy dodać 99dm³ wody:
roztwór I: ilość jonów wodorowych: (C_M=n/V) n=C_MV=10^-2mol/dm^3.1dm³=10^-2mol.
w roztworze II musi być ta sama ilość jonów wodorowych, ale C_M=10^-4M. Po przekształceniu równania na stężenie molowe względem V otrzymamy: V=n/C_M=10^-2/10^-4=100dm³. Tę ilość roztworu otrzymamy dolewając 99dm³ wody do 1dm³ roztworu I.

10.4-2.
Iloczyn jonowy wody K_w=[H⁺][OH^-]=1^.10^-14. pH z definicji to pH=-log[H⁺], oraz pK_w=pH+pOH=14 (w chemii p oznacza –log). Jeżeli pH=12, to pOH=14-12=2. [OH^-]=10^-pOH=10^-2. Z uwagi na to, że NaOH jest silną zasadą, w wodzie dysocjuje całkowicie wg równania rekacji:
NaOH → Na⁺ + OH^-
Z równania reakcji dysocjacji wynika, że stężenie NaOH jest równe [OH^-], czyli C_M=0,01mol/dm³. Stężenie molowe , gdzie V objętość roztworu wyrażona w dm³. Przekształcając wzór względem m obliczam masę NaOH: m=C_MMV=0,01mol/dm^3.40g/mol^.1dm³=0,4g.

10.4-3.
Zgodnie z teorią kwasów i zasad Brønsteda, jon NH₄⁺ jest kwasem i w wodzie ulega dysocjacji:
NH₄⁺ + H₂O = NH₃ + H₃O⁺
Stała dysocjacji kwasowej opisana jest wzorem: (z równania dysocjacji wynika, że [H₃O⁺]=[NH₃]). Przekształcając wzór na stałą dysocjacji względem [H₃O⁺] otrzymamy: . Pamiętając, że pH=-log[H₃O⁺], pK_a=-logK_a, oraz, że [NH₄⁺]≈C_s otrzymamy: pH=1/2(pK_a-logC_s)=1/2(9,25-(-1))=5,13.

10.4-4.
Wychodząc z definicji pH=-log[H⁺] można łatwo obliczyć [H⁺]=10^-pH=10^-3. Zdysocjowany kwas w 46% oznacza, że jego stopień dysocjacji α=0,46. Stopień dysocjacji to stosunek ilości cząsteczek zdysocjowanych do ilości początkowej cząsteczek, lub α=C_zd/C₀. Znając stopień dysocjacji możemy obliczyć stężenie początkowe kwasu:
Jednoprotonowy kwas w wodzie dysocjuje wg równania reakcji:
HE = H⁺ + E^-
Stała dysocjacji tego kwasu opisana jest wzorem:
Przyjmując, że w roztworze jony wodorowe pochodzą tylko od tego kwasu, to [H⁺]=[E^-], a [HE]=C₀‑[H⁺]. Podstawiając te dane do wzoru na K_a otrzymamy:
pK_a=-logK_a=-log(8,55^.10^-4)=3,1

10.4-5.
Jeżeli pH po dodaniu roztworu NaOH ma wynosić 7 (pH=7), oznacza to, że roztwór ma być obojętny, czyli należy dodać równomolową ilość NaOH w stosunku do kwasu. Wodorotlenek sodu z kwasem siarkowym(VI) reaguje według równania reakcji:
H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O
Z równania reakcji widzimy, że na 1 mol kwasu potrzeba 2 mole NaOH.
Stężenie molowe C_M=n/V (gdzie n – ilość moli, V objętość roztworu w dm³), czyli n=C_MV. Podstawiając dane do wzoru obliczam ilość moli czystego kwasu w roztworze: n=0,01mol/dm^3.0,2dm³=0,002mol. Z równania reakcji wynika, że do zobojętnienia tej ilości kwasu potrzeba 0,004mol NaOH. Po przekształceniu wzoru na stężenie molowe względem V obliczymy potrzebną objętość: V=n/C_M, czyli
Do zobojętnienia 200cm³ 0,01M roztworu kwasu siarkowego(VI) potrzeba 40cm³ 0,1M roztworu NaOH.

10.4-6.
pH roztworu definiowane jest jako ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorowych H⁺ (hydronowych H₃O⁺) pH=-log[H⁺], ze wzoru wynika, że [H⁺]=10^-pH
W czystej wodzie [H⁺]=[OH^-]. W temperaturze 25^oC (298K) [H⁺]=10^-7mol/dm³, a pH=7. Dla roztworów wodnych zachodzi następująca zależność: pH+pOH=14, gdzie pOH=-log[OH^-].
Wodorotlenek sodowy jest mocną zasadą i w wodzie jest zdysocjowany w 100%, czyli [OH^‑]=C_M, czyli pOH=-log[OH^-]=-log(0,01)=2. Korzystając z zależności pH+pOH=14 obliczam pH=14‑pOH=12.

10.4-7.
Stopień dysocjajcii α=n/n_o, gdzie n – ilość cząsteczek zdysocjowanych, n₀ – ilość początkowa cząsteczek. Z uwagi na to, że n jest proporcjonalne do stężenia, stopień dysocjacji można obliczyć również ze wzoru: α=[H⁺]/C₀.
Wykładnik stężenia jonów wodorowych definiowany jest jako pH=-log[H⁺].
[H⁺]=C₀α=0,2mol/dm^3.0,78=0,156mol/dm³. Podstawiając tę wartość do wzoru na pH otrzymamy: pH=-log[H⁺]=-log0,156=0,8.

10.4-8.
Wykładnik stężenia jonów wodorowych definiowany jest jako pH=-log[H+], czyli [H+]=10-pH. Podstawiając dane do wzoru obliczamy stężenie jonów wodorowych: [H+]=10-2,79=1,62^.10^-3mol/dm³.
Kwas octowy dysocjuje w wodzie zgodnie z równaniem reakcji:
CH₃COOH = CH₃COO^- + H⁺
Stałą równowagi tej reakcji można opisać wzorem:

Z równania dysocjacji wynika, że [CH₃COO^-]=[H⁺], a przy tak małym stężeniu jonów wodorowych pochodzących z dysocjacji, [CH₃COOH]≈C₀. Podstawiając dane do wzoru na stałą dysocjacji otrzymamy:

10.4-9.
Stężenie molowe C_M liczone jest ze wzoru: , gdzie n – ilość moli substancji, V – objętość roztworu w dm³. Po przekształceniu wzoru względem n obliczam ilość moli kwasu w 7,5cm³ (7,5^.10^-3dm³): n=C_MV=6mol/dm^3.7,5^.10^-3dm³=0,045mol. Po rozcieńczeniu kwasu do 150cm³, stężenie otrzymanego roztworu wynosi:
pH roztworu, definiowane jest jako pH=-log[H⁺], czyli [H⁺]=10^-pH=10^-3,06=8,7^.10^-4mol/dm³.
Stopień dysocjacji to ilość cząsteczek zdysocjowanych do ilości początkowej: α=n/n₀.
n jest proporcjonalne do stężenia molowego (C_M=n/V), więc α=[H⁺]/C₀=8,7^.10^‑4/0,3=2,9^.10^‑3=0,29%

10.4-10.
pH roztworu definiowane jest jako ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorowych H⁺ (hydronowych H₃O⁺) (najściślej jest to ujemny logarytm z aktywności jonów hydronowych):
pH=-log[H⁺], ze wzoru wynika, że [H⁺]=10^-pH
W czystej wodzie [H⁺]=[OH^-]. W temperaturze 25^oC (298K) [H⁺]=10^-7mol/dm³, a pH=7. Dla roztworów wodnych zachodzi następująca zależność: pH+pOH=14, gdzie pOH=-log[OH^-].
Kwas azotowy(III) w wodzie dysocjuje wg równania reakcji:
HNO₂ = H⁺ + NO₂^-
Kwas azotowy(III) jest słabym kwasem i jego stała dysocjacji opisana jest wzorem: . Z równania dysocjacji wynika, że [H⁺]=[NO₂^-], a [HNO₂]=C₀-[H⁺]. Podstawiając te dane do wzoru na stałą dysocjacji otrzymamy: . Przekształcając wzór względem [H⁺] otrzymamy: [H⁺]²‑KC₀+K[H⁺]=0 (jeżeli C₀/K<400, to kwas dysocjuje w niewielkim stopniu i człon K[H⁺] jako bardzo mały w porównaniu z członem KC₀ może zostać zaniedbany).
Dla C₀=0,1mol/dm³ po zaniedbaniu małoznaczącego członu otrzymamy: [H⁺]²-KC₀=0, czyli . pH=-log[H⁺]=2,4.
Dla roztworu kwasu o stężeniu 0,01mol/dm³ stężenia jonów wodorowych nie możemy obliczać z uproszczonego wzoru. Stężenie jonów wodorowych musimy obliczyć z przekształconego względem [H⁺] wzoru: [H⁺]²‑KC₀+K[H⁺]=0. Po rozwiązaniu równania kwadratowego otrzymamy: [H⁺]=0,0013mol/dm³. pH tego roztworu pH=-log[H⁺]=2,9.

10.4-11. 
pH roztworu definiowane jest jako ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorowych H⁺ (hydronowych H₃O⁺) (najściślej jest to ujemny logarytm z aktywności jonów hydronowych): pH=-log[H⁺], ze wzoru wynika, że [H⁺]=10^-pH
W czystej wodzie [H⁺]=[OH^-]. W temperaturze 25^oC (298K) [H⁺]=10^-7mol/dm³, a pH=7. Dla roztworów wodnych zachodzi następująca zależność: pH+pOH=14, gdzie pOH=-log[OH^-].
0,05g NaOH to (n=m/M) 0,05g/40g/mol=0,00125mol NaOH. Ta ilość NaOH  po rozpuszczeniu w wodzie dała 0,5dm³ roztworu o stężeniu (C_M=n/V) C_M=0,00125mol/0,5dm³=0,0025mol/dm³. Wodorotlenek sodowy dysocjuje w wodzie całkowicie (mocna zasada):
NaOH → Na⁺ + OH^-
Czyli stężenie jonów wodorotlenowych równe jest stężeniu zasady: [OH^-]=C_M=0,0025mol/dm³. Wykładnik stężenia jonów wodorotlenowych (pOH) pOH=-log[OH^-]=-log(0,0025)=2,6. Wykładnik stężenia jonów wodorowych (pH) w roztworze wodorotlenku obliczymy z zależności pH+pOH=14. pH=14-2,6=11,4.
pH 0,5dm³ roztworu otrzymanego z 0,05g NaOH wynosi 11,4.

10.4-12.
pH roztworu definiowane jest jako ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorowych H⁺ (hydronowych H₃O⁺) (najściślej jest to ujemny logarytm z aktywności jonów hydronowych): pH=-log[H⁺], ze wzoru wynika, że [H⁺]=10^-pH
W czystej wodzie [H⁺]=[OH^-]. W temperaturze 25^oC (298K) [H⁺]=10^-7mol/dm³, a pH=7. Dla roztworów wodnych zachodzi następująca zależność: pH+pOH=14, gdzie pOH=-log[OH^-].
Stopień dysocjacji jest to liczba cząsteczek zdysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Ponieważ stężenie molowe roztworu jest proporcjonalne do liczby cząsteczek n, stopień dysocjacji definiuje się również jako stężenie cząsteczek zdysocjowanych do stężenia początkowego: . Stopień dysocjacji, α jest zawsze α≤1 lub w procentach α≤100%. Stopień dysocjacji równy 1 jest jedynie w roztworach rozcieńczonych dla mocnych elektrolitów. Dla słabych elektrolitów jest zawsze dużo mniejszy od 1. Jedynie dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych wartość αzbliża się do 1.
Kwas azotowy(III) jest słabym kwasem i w wodzie dysocjuje wg równania reakcji:
HNO₂ = H⁺ + NO₂^-
Stała dysocjacji tego kwasu opisana jest wzorem: . Z równania reakcji dysocjacji wynika, że [H⁺]=[NO₂^-]. W roztworze o pH=2 stężenie jonów wodorowych równe jest [H⁺]=10^-2.
Jeżeli stopień dysocjacji tego kwasu wynosi 2% (α=0,02), to stężenie początkowe kwasu wynosi C₀=C/α=10^-2/2^.10^-2=0,5mol/dm³. Stężenie równowagowe kwasu [HNO₂] równe jest stężeniu początkowemu kwasu pomniejszonemu o część zdysocjowaną: [HNO₂]=C₀‑[H⁺]=(0,5mol/dm³‑0,01mol/dm³=0,49mol/dm³. Podstawiając otrzymane dane do równania na stałą dysocjacji otrzymamy:
Stała dysocjacji kwasu azotowego(III) K=2,04^.10^-4mol/dm³.

10.4-13.
Kwas siarkowy(VI) z wodorotlenkiem sodowym reaguje wg równania reakcji:
H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O
Z równania reakcji wynika, że 2 mole wodorotlenku sodowego reagują z 1 molem kwasu siarkowego(VI). Jeżeli zmieszano 2 mole NaOH z 2 molami H₂SO₄, oznacza to, że kwasu siarkowego jest nadmiar w stosunku do wodorotlenku. Odczyn roztworu powstały po zmieszaniu będzie więc pochodził od nadmiaru kwasu – będzie kwaśny.

10.4-14.
pH roztworu definiowane jest jako ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorowych H⁺ (hydronowych H₃O⁺) (najściślej jest to ujemny logarytm z aktywności jonów hydronowych): pH=-log[H⁺], ze wzoru wynika, że [H⁺]=10^-pH
W czystej wodzie [H⁺]=[OH^-]. W temperaturze 25^oC (298K) [H⁺]=10^-7mol/dm³, a pH=7. Dla roztworów wodnych zachodzi następująca zależność: pH+pOH=14, gdzie pOH=-log[OH^-].
a) W roztworze pierwszym stężenie jonów wodorowych wynosi: [H⁺]=10^-pH, a w roztworze drugim [H⁺]’=10^-(pH+1). Stosunek (korzystamy z definicji: ).
Aby pH roztworu wzrosło o 1, stężenie roztworu musimy zmniejszyć 10 razy.
b) Stężenie jonów wodorowych w pierwszym roztworze [H⁺]=10^-pH, natomiast w roztworze drugim [H⁺]’=10^-(pH-1). Stosunek
Aby pH roztworu zmalało o 1, roztwór drugi musi być 10 razy bardziej stężony od roztworu pierszego.

10.4-15.
Stopień dysocjacji jest to liczba cząsteczek zdysocjowanych do liczby początkowej cząsteczek . Ponieważ stężenie molowe roztworu jest proporcjonalne do liczby cząsteczek n, stopień dysocjacji definiuje się również jako stężenie cząsteczek zdysocjowanych do stężenia początkowego: . Stopień dysocjacji, α jest zawsze α≤1 lub w procentach α≤100%. Stopień dysocjacji równy 1 jest jedynie w roztworach rozcieńczonych dla mocnych elektrolitów. Dla słabych elektrolitów jest zawsze dużo mniejszy od 1. Jedynie dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych wartość αzbliża się do 1.
Jeżeli wzrasta stopień dysocjacji, to wzrasta również stężenie jonów wodorowych, ale równocześnie wzrasta w takim samym stopniu stężenie jonów wodorotlenowych:
H₂O = H⁺ + OH^-
pH roztworu definiowane jest jako ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorowych H⁺ (hydronowych H₃O⁺) (najściślej jest to ujemny logarytm z aktywności jonów hydronowych):
pH=-log[H⁺], ze wzoru wynika, że [H⁺]=10^-pH
W czystej wodzie [H⁺]=[OH^-]. W temperaturze 25^oC (298K) [H⁺]=10^-7mol/dm³, a pH=7. Dla roztworów wodnych zachodzi następująca zależność: pH+pOH=14, gdzie pOH=-log[OH^-].
Z definicji pH wynika, że wraz ze wzrostem temperatury zmaleje pH wody, ale odczyn nadal będzie obojętny (jednakowe stężenie jonów wodorowych i wodorotlenowych, co wynika z równania dysocjacji wody).

10.4-16.
pH roztworu definiowane jest jako ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorowych H⁺ (hydronowych H₃O⁺) (najściślej jest to ujemny logarytm z aktywności jonów hydronowych):
pH=-log[H⁺], ze wzoru wynika, że [H⁺]=10^-pH
W czystej wodzie [H⁺]=[OH^-]. W temperaturze 25^oC (298K) [H⁺]=10^-7mol/dm³, a pH=7. Dla roztworów wodnych zachodzi następująca zależność: pH+pOH=14, gdzie pOH=-log[OH^-].
Korzystając z zależności pH+pOH=14, to:
pOH=14-pH=14-1=13

10.4-17.
pH roztworu definiowane jest jako ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorowych H⁺ (hydronowych H₃O⁺) (najściślej jest to ujemny logarytm z aktywności jonów hydronowych):
pH=-log[H⁺], ze wzoru wynika, że [H⁺]=10^-pH
W czystej wodzie [H⁺]=[OH^-]. W temperaturze 25^oC (298K) [H⁺]=10^-7mol/dm³, a pH=7. Dla roztworów wodnych zachodzi następująca zależność: pH+pOH=14, gdzie pOH=-log[OH^-].
Jeżeli stopień dysocjacji wynosi α=100% (α=1) to stężenie jonów wodorowych równe jest stężeniu kwasu, [H⁺]=0,05mol/dm³, a stężenie jonów wodorotlenowych równe jest stężeniu zasady [OH^‑]=1mol/dm³.
a) pH=-log[H⁺]=-log(0,05)=1,3
b) pOH=-log[OH^-]=-log(1)=0. pH=14-pH=14-0=14

10.4-18.
Wodorotlenek sodowy z kwasem siarkowym reaguje według równania reakcji:
2NaOH + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O
Jeżeli pH roztworu po reakcji wynosi 7,oznacza to, że w roztworze nie może być nadmiaru ani jonów OH^-, ani jonów H⁺ (ani nadmiaru NaOH, ani nadmiaru H₂SO₄). Związki te muszą być zmieszane ze sobą w ilościach stechiometrycznych.
W 200cm³ (0,2dm³) 0,01M roztworze H₂SO₄ znajduje się (C_M=n/V) n=C_MV=0,01mol/dm^3.0,2dm³=0,002 mol kwasu. Zgodnie z równaniem reakcji, na zobojętnienie tej ilości kwasu potrzeba 0,004 mol NaOH. Ta ilość NaOH znajduje się w V=n/C_M=0,004mol/0,1mol/dm³=0,04dm³=40cm³.
W celu doprowadzenia 200cm³ 0,01M roztworu kwasu siarkowego(VI) do odczynu obojętnego, należy do tego roztworu dodać 40cm³ 0,1M roztworu NaOH.

10.4-19.
pH roztworu definiowane jest jako ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorowych H⁺ (hydronowych H₃O⁺) (najściślej jest to ujemny logarytm z aktywności jonów hydronowych): pH=-log[H⁺], ze wzoru wynika, że [H⁺]=10^-pH
W czystej wodzie [H⁺]=[OH^-]. W temperaturze 25^oC (298K) [H⁺]=10^-7mol/dm³, a pH=7. Dla roztworów wodnych zachodzi następująca zależność: pH+pOH=14, gdzie pOH=-log[OH^-].
Wodorotlenek sodu jest silą zasadą i w wodzie dysocjuje całkowicie:
NaOH → Na⁺ + OH^-
Stężenie jonów OH^- będzie równe stężeniu NaOH. Jeżeli do 1dm³ wprowadzono 0,01 mol NaOH, to stężenie C_M=n/V=0,01mol/1dm³=0,01mol/dm³. [OH^-]=0,01mol/dm³, a pOH=-log[OH^-]=2. pH tego roztworu równe jest 14-pOH=12.
pH czystej wody wynosi 7, po dodaniu 0,01mola NaOH do czystej wody, pH roztworu wzrośnie do 12, czyli pH roztworu wzrośnie o 12-7=5 jenostek.

10.4-20.
pH roztworu definiowane jest jako –log[H⁺]. Podstawiając dane stężenie do wzoru otrzymamy: pH=-log(0,0001)=4

10.4-21.
Amoniak w wodzie dysocjuje według równania reakcji:
NH₃ + H₂O = NH₄⁺ + OH^-
Stała równowagi tej reakcji opisana jest wzorem:  (stężenie wody jest stałe i można obie strony równania przez nie pomnożyć).
Jeżeli pH=11,2 to oznacza, że pOH=14-pH=2,8. Stężenie jonów wodorotlenowych [OH^‑]=10^‑pOH=1,58^.10^-3mol/dm³. Z równania dysocjacji amoniaku wynika, że stężenie jonów amonowych równe jest stężeniu jonów wodorotlenowych [NH₄⁺]=[OH^‑]=1,58^.10^‑3mol/dm³. Podstawiając dane do wzoru i przekształcając go względem [NH₃] otrzymamy:

10.4-22.
Wodorotlenek sodu z kwasem solnym reaguje według równania reakcji:
NaOH + HCl → NaCl + H₂O
Z równania reakcji widzimy, że reagują one ze sobą w stosunku mol:mol. Ilość moli chlorowodou obliczymy z przekształconego wzoru na stężenie molowe C_M=n/V, czyli n=C_MV=0,1010mol/dm^3.25,35^.10^-3dm³=0,002560mol. Taka sami ilość moli NaOH znajdowała się w 15cm³ roztworu NaOH, czyli stężenie NaOH wynosi: C_M=0,002560mol/0,015dm³=0,1707mol/dm³.
Kwas solny i wodorotlenek sodu są mocnymi elektrolitami. W wodzie dysocjują całkowicie:
NaOH → Na⁺ + OH^-
HCl → H⁺ + Cl^-
pH z definicji pH=-log[H⁺]. Dla kwasu solnego [H⁺]=0,1010mol/dm³, czyli pH=‑log(0,1010)=1,0.
Dla wodorotlenku sodu pOH=-log[OH^-]=-log(0,1707)=0,77. W roztworach wodnych zachodzi zależność pH+pOH=14, czyli pH roztworu wodorotlenku sodowego wynosi pH=14‑0,77=13,23.

10.4-23.
W wodnych roztworach istnieje zawsze równowaga: [H⁺][OH^-]=10^-14, lub pH+pOH=14 (p w chemii oznacza –log) Czyli [H⁺]=10^‑14/[OH^‑]. Podstawiając dane do wzoru otrzymamy:
a) [H⁺]=10^-14/10^-4=10^-10 pH=-log[H⁺]=10
b) [H⁺]=10^-14/10^-6=10^-8 pH=-log[H⁺]=8
Większe stężenie jonów H⁺ jest w drugim roztworze, natomiast wyższe pH roztworu jest w roztworze pierwszym.

10.4-24.
Wodorotlenek sodu z kwasem solnym reaguje wg równania reakcji:
HCl + NaOH → NaCl + H₂O
W 250cm³ 0,2M roztworu HCl znajduje się (C_M=n/V) n=C_MV=0,2mol/dm^3.0,25dm³=0,05mol HCl. W 440cm³ 0,1M roztworu NaOH znajduje się n=0,1mol/dm^3.0,44dm³=0,044mol NaOH. Z równania reakcji widzimy, że chlorowodór (kwas solny) reaguje z NaOH w stosunku mol:mol. Czyli po reakcji zostanie nam 0,05-0,044=0,006mol HCl. Ta ilość chlorowodoru znajduje się w 0,25dm³+0,44dm³=0,69dm³. Stężenie kwasu solnego C_M=n/V=0,006mol/0,69dm³=0,0087mol/dm³. Kwas solny jest mocnym kwasem i dysocjuje w 100%. Oznacza to, że w roztworze stężenie jonów wodorowych równe jest stężeniu kwasu: [H⁺]=0,0087mol/dm³. pH definiowane jest jako pH=-log[H⁺]. Podstawiając dane do wzoru otrzymamy: pH=-log0,0087=2,06.

10.4-25.
Wodorotlenek sodu jest mocnym elektrolitem i w wodzie dysocjuje całkowicie:
NaOH → Na⁺ + OH^-
Dlatego stężenie jonów wodorotlenowych będzie równe stężeniu NaOH, czyli [OH^‑]=0,015mol/dm³. –log[OH^-]=pOH, czyli pOH=-log0,015=1,82. Wiadomo, że dla roztworów wodnych pH+pOH=14, czyli pH=14-pOH=14-1,82=12,18.

10.4-26.
Kwas octowy jest słabym kwasem i w roztworze wodnym dysocjuje wg równania reakcji:
CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺
Stała równowagi tej reakcji opisana jest wzorem: . Z równania reakcji dysocjacji wynika, że stężenie jonów wodorowych równe jest stężeniu jonów octanowych: [H⁺]=[CH₃COO^-]. Dla słabego kwasu stężenie równowagowe kwasu praktycznie równe jest stężeniu początkowemu kwasu: [CH₃COOH]≈C_HA. Podstawiając te zależności do wzoru na stałą równowagi otrzymamy: . Przekształcając względem [H⁺] otrzymamy: . Pamiętając, że pH=-log[H⁺] (ujemny logarytm w chemii oznaczany jest literą p) otrzymamy: -log[H⁺]=pH=1/2^.(pK_a-log(C_HA). Podstawiając dane otrzymamy: pH=1/2(4,8+2)=3,4.

10.4-27.
W roztworach wodnych zawsze [H⁺][OH^-]=10^-14. Wykładnik stężenia jonów wodorowych, czyli pH definiowane jest jako pH=-log[H⁺]. Czyli [H⁺]=10^-14/[OH^-]=10^-14/10^-11=10^-3mol/dm³. pH=-log[H⁺]=-log(10^-3)=3,0.

10.4-28.
W 35cm³ 0,2M roztworu znajduje się (C_M=n/V) n=C_MV=35cm^3.0,20mol/dm³=7mmoli HCl. Po dodaniu 1,2cm³ 0,2M roztworu KOH, czyli po dodaniu n=0,24mmoli KOH, kwas reaguje z dodaną zasadą wg równania reakcji: HCl + KOH → H₂O + KCl.
Z równania reakcji wynika, że 0,24mmole kwasu przereaguje z zasadą. W roztworze pozostanie zatem 7-0,24=6,76 mmola kwasu, w objętości 36,2cm³. Stężenie tego kwasu C_M=n/V=6,76mmol/36,2cm³=0,187mol/dm³. Kwas solny jest mocnym kwasem i w wodzie dysocjuje w 100%: HCl → H⁺ + Cl^-. Zatem w roztworze stężenie jonów wodorowych [H⁺]=0,187mol/dm³. Wykładnik stężenia jonów wodorowych pH=-log[H⁺]=-log(0,187)=0,73.

10.4-29.
Masa 0,250dm³ roztworu o gęstości 1,015g/cm³ (d=m/V) m=dV=1,015g/cm^3.250cm³=253,75g. W tej masie roztworu znajduje się (c%=100%^.m_s/m_rozt) m_s=c%^.m_rozt/100%=3,10%^.253,75g/100%=7,866g kwasu azotowego(V).
Kwas azotowy(V) z wapniem reaguje wg równania reakcji:
2HNO₃ + Ca → Ca(NO₃)₂ + H₂ , czyli
2^.63,015g kwasu reaguje z 40,01g Ca, to
x g kwasu przereagowało z 1,60g Ca, czyli x=2^.63,015g^.1,60g/40,01g=5,04g. Po reakcji z wapniem pozostanie zatem m=7,866g-5,04g=2,826g kwasu azotowego(V), czyli n=m/M=2,826g/63,015g/mol=0,04485mol kwasu. Stężenie tego kwasu C_M=n/V=0,04485mol/0,25dm³=0,1794mol/dm³. Kwas azotowy(V) jest mocnym kwasem, dysocjowanym całkowicie, dlatego [H⁺]=0,1794mol/dm³, a pH=-log[H⁺]=-log(0,1794)=0,746.

10.4-30.
Gęstość kwasu octowego d=1,049g/cm³. 0,6cm³ tego kwasu to (d=m/V) m=dV=1,049g/cm^3.0,6cm³=0,629g, czyli n=m/M=0,629g/60,05g/mol=0,0105mol. Po rozcieńczeniu kwasu do 100cm³ otrzymano roztwór o stężeniu C_M=n/V=0,0105mol/0,1dm³=0,105mol/dm³. Kwas octowy dysocjuje wg równania reakcji:
CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺
Stała dysocjacji tego kwasu opisana jest wzorem: . Z równania reakcji dysocjacji wynika, że [H⁺]=[CH₃COO^-]. Przy tak małej stałej dysocjacji i dużym stężeniu kwasu (C₀/K>400) możemy przyjąć, że [CH₃COOH]≈C₀. Wzór na stałą dysocjacji przyjmie postać: . Wiedząc, że pH=-log[H⁺] możemy zapisać: pH=0,5(-log(K_a)-log(C₀))=0,5(pK_a-log(C₀)). Podstawiając dane do wzoru otrzymamy: pH=0,5(4,76-log(0,105))=0,5(4,76+0,98)=2,87.

10.4-31.
pH – wykładnik stężenia jonów wodorowych definiujemy jako pH=-log[H⁺]. Kwas solny jest mocnym kwasem, w wodzie dysocjuje całkowicie: HCl → H⁺ + Cl^-, czyli stężenie jonów wodorowych w roztworze kwasu równe jest stężeniu początkowemu kwasu: [H⁺]=C_0k. Stężenie jonów wodorowych obliczymy z zależności [H⁺]=10^-pH=10^-4mol/dm³.
W roztworze wodnym zawsze spełniona jest zależność pH+pOH=14, gdzie pOH=-log[OH^-]. Czyli pOH=14-11=3. Z uwagi, że zasada sodowa jest mocną zasadą, stężenie jonów wodorotlenowych równe jest stężeniu początkowemu zasady: [OH^-]=C_0z.Stężenie początkowe zasady [OH^-]=10^-pOH=10^-3mol/dm³.
W 100cm³ roztworu kwasu znajduje się (C_M=n/V) n=C_MV=10^-4mol/dm^3.0,1dm³=10^-5mol chlorowodoru, natomiast w 50cm³ roztworu zasady znajduje się n=10^-3mol/dm^3.0,05dm³=5^.10^-5mol. Kwas solny z wodorotlenkiem sodowym reaguje wg równania reakcji: NaOH + HCl → NaCl + H₂O
Reakcja przebiega w proporcjach mol:mol. Z obliczeń wynika, że zasady sodowej jest 5 razy więcej niż kwasu, więc odczyn roztworu będzie alkaliczny.

10.4-32.
pH definiowane jest jako pH=-log[H⁺]. W roztworach wodnych zawsze pH+pOH=14, gdzie pOH=-log[OH^-]. Znając wykładnik stężenia jonów wodorowych (pH) roztworu możemy obliczyć pOH z zależności pOH=14-pH=14-9,3=4,7. W roztworze tym stężenie jonów wodorotlenowych wynosi więc [OH^-]=10^-pOH=10^-4,7=2^.10^-5mol/dm³.
Stopień dysocjacji . Stężenie cząsteczek zdysocjowanych, czyli stężenie jonów wodorotlenowych wynosi C_z=2^.10^-5mol/dm³, natomiast stężenie początkowe zasady C₀=0,0051mol/dm³. Podstawiając dane do wzoru na stałą dysocjacji otrzymamy: a=2^.10^-5mol/dm³/0,0051mol/dm³=3,92^.10^-3=0,392%.

10.4-33.
Kwas azotowy(III) z wodorotlenkiem potasu reaguje wg równania reakcji:
HNO₂ + KOH KNO₂ + H₂O
Z równania reakcji widzimy, że związki te reagują ze sobą w stosunku mol:mol. Kwasu azotowego(III) jest 0,05mol, natomiast wodorotlenku potasu mamy (n=m/M) n=5g/56,1g/mol=0,089mol. Wodorotlenek potasu jest w nadmiarze, przereaguje więc całkowicie z kwasem i zostanie jeszcze n=0,089-0,05=0,039mol. W roztworze znajduje się więc azotan(III) potasu, KNO₂ (słaba zasada), oraz nieprzereagowany KOH – mocna zasada. W takim przypadku o odczynie roztworu decyduje mocna zasada. Stężenie wodorotlenku potasu C_M=n/V=0,039mol/1dm³=0,039mol/dm³. Mocna zasada, w wodzie dysocjuje całkowicie:
KOH → K⁺ + OH^-, stężenie jonów wodorotlenowych wynosi więc [OH^-]=0,039mol/dm³. pOH=-log[OH^-]=-log(0,039)=1,4. W roztworach wodnych zawsze pH+pOH=14, czyli wykładnik stężenia jonów wodorowych pH=14-1,4=12,6.

10.4-34.
Siarka w tlenie spala się dwuetapowo:
S+ O₂ → SO₂
SO₂ + 0,5O₂ → SO₃
i sumarycznie: S + 1,5O₂ → SO₃
Z sumarycznego równania reakcji spalania siarki możemy odczytać, że:
używając 1,5^.22,4 dm³ tlenu (1,5mol) uzyskamy 1mol tlenku siarki(VI), to
z 1,68 dm³ tlenu uzyskamy x moli SO₃, czyli
x=1,68^.1/(1,5^.22,4)=0,05mol. W wyniku rozpuszczenia tej ilości SO₃ w wodzie otrzymamy 0,05mol kwasu siarkowego(VI): SO₃ + H₂O → H₂SO₄
Wprowadzenie tak niewielkiej ilości SO₃ do wody nie spowoduje zmiany objętości roztworu. Stężenie otrzymanego kwasu siarkowego wynosi C_M=n/V=0,05mol/1dm³=0,05mol/dm³. Całkowita dysocjacja kwasu w wodzie przebiega zgodnie z równaniem reakcji:
H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2-
Stężenie wytworzonych jonów wodorowych będzie dwukrotnie większe od stężenia kwasu siarkowego(VI), czyli [H⁺]=0,1mol/dm³. pH definiowane jest jako pH=-log[H₃O⁺]=-log[H⁺]=-log(0,1)=1.
Wykładnik stężenia jonów wodorowych w uzyskanym roztworze wynosi pH=1.

10.4-35.
W opisywanym roztworze pH=-log[H⁺], czyli [H⁺]=10^-pH=10^-7,9=1,26^.10^-8mol/dm³, natomiast pK=-log(K), czyli K₁=6,31^.10^-3, K₂=1,26^.10^-9, a K₁K₂=7,94^.10^-12.
Seryna w roztworze wodnym dysocjuje wg równania reakcji:

Dla stałych dysocjacji możemy zapisać następujące wzory:

Przyjmując stężenie początkowe seryny za C₀, z bilansu mas wynika, że: C₀=[H₂A⁺]+[HA]+[A^-]. Ułamki molowe odpowiednich form seryny wynoszą:

Zauważmy, że odwrotności ułamków molowych wynoszą:

Podstawiając dane do ostatnich równań otrzymamy:

Ułamki molowe odpowiednich form seryny w środowisku o pH=7,9 wynoszą:
dla [H₂A⁺]: x₁=1,81^.10^-6, dla [HA]: x₂=0,909, dla [A^-]: x₃=0,09. Stosunek różnych form przy tym pH wynosi:
[H₂A⁺]:[HA]:[A^-]=1,81^.10^-5:0,909:0,09=1:50226:5022.
W roztworze o pH=7,9 największe seryna głównie występuje w formie jonu obojnaczego HA.
Problemu tego nie można rozwiązać biorąc pod uwagę jedynie wzory na stałą dysocjacji, bez uwzględnienia bilansu mas, ponieważ przy tym pH następuje znaczna dysocjacja jonu obojnaczego.

10.4-36.
Kwas solny z zasadą potasową reaguje wg równania rekacji:
HCl + KOH → KCl + H₂O
Z równania reakcji wynika, że kwas z zasadą reagują w stosunku mol:mol.
50ml 0,1M roztworu HCl to (C_M=n/V) n=C_MV=0,1mol/dm^3.50cm³=5mmoli.
100ml 0,2M roztworu KOH to n=0,2mol/dm^3.100cm³=20mmoli. Po reakcji zostanie zatem 20-5=15mmoli nieprzereagowanego wodorotlenku potasu w 150cm³, jego stężenie wynosi zatem C_M=n/V=15mmol/150cm³=0,1mol/dm³.
Wodorotlenek potasu jest mocną zasadą i w wodzie dysocjuje całkowicie:
KOH → K⁺ + OH^-
Stężenie jonów wodorotlenowych w tym roztworze wynosi zatem [OH^-]=0,1mol/dm³.
pOH=-log[OH^-]=-log(0,1)=1. W roztworach wodnych zawsze pH+pOH=14, czyli pH roztworu powstałego przez zmieszanie 50ml 0,1M roztworu kwasu ze 100ml 0,2M roztworem KOH wynosi pH=14-1=13.

10.4-37.
Kwas solny z zasadą potasową reaguje wg równania rekacji:
HCl + KOH → KCl + H₂O
Z równania reakcji wynika, że kwas z zasadą reagują w stosunku mol:mol.
50ml 0,1M roztworu HCl to (C_M=n/V) n=C_MV=0,1mol/dm^3.50cm³=5mmoli.
100ml 0,2M roztworu KOH to n=0,2mol/dm^3.100cm³=20mmoli. Po reakcji zostanie zatem 20-5=15mmoli nieprzereagowanego wodorotlenku potasu w 150cm³, jego stężenie wynosi zatem C_M=n/V=15mmol/150cm³=0,1mol/dm³.
Wodorotlenek potasu jest mocną zasadą i w wodzie dysocjuje całkowicie:
KOH → K⁺ + OH^-
Stężenie jonów wodorotlenowych w tym roztworze wynosi zatem [OH^-]=0,1mol/dm³.
pOH=-log[OH^-]=-log(0,1)=1. W roztworach wodnych zawsze pH+pOH=14, czyli pH roztworu powstałego przez zmieszanie 50ml 0,1M roztworu kwasu ze 100ml 0,2M roztworem KOH wynosi pH=14-1=13.

10.4-38
W 50cm³ 2M roztworu kwasu octowego znajduje się (C_M=n/V) n=C_MV=50cm^3.2M=100mmoli kwasu octowego. Jeżeli zmiareczkowano go w 90%, oznacza to, że w roztworze znajduje się octan sodu i 10% nieprzereagowanego kwasu octowego:
CH₃COOH + NaOH CH₃COONa + H₂O.
W roztworze znajduje się 100mmol^.0,9=90mmoli octanu sodu, oraz 100-90=10mmoli kwasu octowego. Roztwór mieszaniny soli słabego kwasu i mocnej zasady, oraz słabego kwasu nosi nazwę roztworu buforowego. Dla nieprzereagowanego kwasu octowego możemy zapisać równanie dysocjacji:
CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺
Wzór na stałą dysocjacji tego kwasu przyjmie postać: . Po przkształceniu względem stężenia jonów wodorowych [H⁺] i zlogarytmowaniu otrzymamy:
(w chemii –log oznaczany jest literą p). [CH₃COOH] równe jest stężeniu nieprzereagowanego kwasu, czyli 10mmol/V, natomiast [CH₃COO^-] równe jest stężeniu soli, czyli 90mmol/V (objętość V jest jednakowa, ponieważ obie substancje znajdują się we wspólnym roztworze). pK dla kwasu octowego wynosi pK=4,75. Podstawiając dane do wzoru otrzymamy:

10.4-39
Jony wodorowe w reakcji z jonami wodorotlenkowymi tworzą wodę: H⁺ + OH^- → H₂O.
Z równania reakcji widzimy, że w celu zobojętnienia musi reagować jeden jon wodorowy z jednym jonem wodorotlenkowym. Jeżeli jonów wodorowych jest więcej od jonów wodorotlenkowych, to po reakcji pozostanie nadmiar jonów wodorowych i odczyn roztworu będzie kwaśny:
2H⁺ + OH^- → H₂O + H⁺