Как найти константу диссоциации муравьиной кислоты

Как правильно рассчитать константу диссоциации слабого электролита

Задача 94. 
Концентрация ионов Н⁺ в 0,1 М растворе СН₃СООН равна  1,3 · 10^–3 моль/дм³. Вычислите константу и степень диссоциации кислоты. 
Решение:
С_М(СН₃СООН) = 0,1 моль/дм³;
[H⁺] = 1,3 · 10^–3 моль/дм³;
K_D(CH₃COOH) = ?
α = ?

1. Вычисление степень диссоциации уксусной кислоты

Для расчета будем использовать формулу: [H⁺] = С_М · α

Тогда

α = [H⁺]/C_M(CH₃COOH) = (1,3 · 10^–3)/0,1 = 1,3 · 10^–2 или 1,3%.

2. Вычисление константы диссоциации уксусной кислоты

В случае слабых электролитов константа диссоциации определяется по формуле:

K_D = (αC_M · αC_M)/C_M(1 — α) = α²C_M/(1 — α).

Тогда

K_D(СН₃СООН) = [(α)² · С_М(СН₃СООН)]/(1 — α) = [(1,3 · 10^–2)² · 0,1]/(1 — 1,3 · 10^–2) =
= 0,0000169/0,987 = 0,0000171 = 1,71 · 10^–5. 

Ответ: K_D(СН₃СООН) = 1,71 · 10^–5; альфа = 1,3%. 
 

---

Задача 95. 
Вычислите константу диссоциации НСООН, если в растворе  w% = 0,46% и она диссоциирована на 4,2%. 
Решение:
М(НСООН) = 46 г/моль;
w% = 0,46%;
α = 4,2% или 0,042
K_D(НСООН) = ?

1. Вычисление концентрацию муравьиной кислоты

Концентрацию кислоты находим из вычисления:

С_М(НСООН) = [(w% · 1000г)/100%]/M(НСООН); СМ(НСООН) = [(0,46% · 1000г)/100%]/46 г/моль = 0,1 моль/дм3.

2. Вычисление константы диссоциации НСООН

В случае слабых электролитов константа диссоциации определяется по формуле:

K_D = (αC_M · αC_M)/C_M(1 — α) = α²C_M/(1 — α).

Тогда

K_D(НСООН) = [(0,042)² · 0,1]/(1 — 0,042) = 0,0001764/0,958 = 0,000184 или 1,84 · 10^–4.

Ответ: K_D(НСООН) = 1,84 · 10^–4. 
 

---

Задача 96. 
Вычислите константу диссоциации диметиламина, если в 0,2 М растворе он диссоциирован на 7,42%. 
Решение:
M[(CH₃)₂NH] = 45,08 г/моль;
C_M[(CH₃)²NH] = 0,2 М;
α = 7,42% или 0,0742.

1. Вычисление константы диссоциации (CH₃)₂NH

В случае слабых электролитов константа диссоциации определяется по формуле:

K_D = (αC_M · αC_M)/C_M(1 — α) = α²C_M/(1 — α).

Тогда

K_D[(CH₃)₂NH] = [(0,0742)² · 0,2]/(1 — 0,0742) = 0,0011/0,9258 = 0,0012 или 1,20 · 10^–3.

Ответ: K_D[(CH₃)₂NH] = 1,20 · 10^–3. 
 

---

Задача 97. 
Концентрация ионов Н⁺ в 0,2 М растворе C₂H₅COOH равна  1,2 · 10^–2 моль/дм³. Вычислите константу и степень диссоциации кислоты. 
Решение:
С_М(C₂H₅COOH) = 0,2 моль/дм³;
[H⁺] = 1,2 · 10^–2 моль/дм³;
K_D(C₂H₅COOH) = ?
α = ?

1. Вычисление степень диссоциации этановой кислоты

Для расчета будем использовать формулу: [H⁺] = С_М · α

Тогда

α = [H⁺]/C_M(C₂H₅COOH) = (1,2 · 10^–2)/0,2 = 6,0 · 10^–2 или 6%.

2. Вычисление константы диссоциации этановой кислоты

В случае слабых электролитов константа диссоциации определяется по формуле:

K_D = (αC_M · αC_M)/C_M(1 — α) = α²C_M/(1 — α).

Тогда

K_D(C₂H₅COOH) = [(α)² · С_М(СН₃СООН)]/(1 — α) = [(6,0 · 10^–2)² · 0,2]/(1 — 6,0 · 10^–2) = 0,00072/0,94 = 0,0000171 = 7,7 · 10^-4. 

Ответ: K_D(C₂H₅COOH) = 7,7 · 10^-4; α = 0,06%. 

---

Пример
1. Константа
диссоциации муравьиной кислоты 1,7010^–4.
Найти концентрацию ионов водорода и
степень диссоциации кислоты в ее 1 М
растворе.

Решение.В соответствии с уравнением диссоциации
кислоты:

записываем
выражение для константы диссоциации:

К_дис
=
^.

Концентрация ионов
водорода существенно меньше единицы и
ею можно пренебречь. Находим концентрацию
ионов водорода:

.

Наконец,
определяем степень диссоциации кислоты:

или
1,31 %.

Пример
2.Степень диссоциации слабой
одноосновной кислоты в 0,1 М растворе
составляет 0,1 %. Найти концентрацию ионов
водорода в ее 1 М растворе.

Решение.Для
нахождения константы диссоциации
кислоты воспользуемся соотношением

К_дис
=
.

В
соответствии с уравнением диссоциации
кислоты

константа
диссоциации связана с концентрацией
ионов водорода следующим образом:

К_дис
=

Определяем концентрацию
ионов водорода в 1 М растворе:

^{моль/л
.}

Пример
3. В 1 л 0,1 М
раствора уксусной кислоты растворили
4,48 л (н.у.) хлороводорода. Как изменилась
при этом степень диссоциации уксусной
кислоты? Принять объем окончательного
раствора равным 1 л, константа диссоциации
уксусной кислоты составляет 1,7510^–5.

Решение.Определим степень диссоциации уксусной
кислоты в исходном растворе:

К_дис
=

.

В
соответствии с уравнением диссоциации
появление в растворе сильной хлороводородной
кислоты приведет к резкому смещению
равновесия диссоциации уксусной кислоты
влево. Пусть концентрация ионов водорода,
образующихся за счет собственной
диссоциации уксусной кислоты равна Х
моль/л, такова же концентрация и
ацетат-анионов; общая концентрация
ионов водорода в растворе составит (X +
0,2) моль/л (4,48 л хлороводорода составляют
0,2 моль). Подставляем эти величины в
выражение для константы диссоциации и
находим X:

К_дис
=.

Определяем степень
диссоциации уксусной кислоты в
окончательном растворе:

.

Таким
образом, введение в раствор 0,2 моль
хлороводорода привело
к уменьшению
степени диссоциации уксусной кислоты
в:

^раз.

Пример
4. Константы
ступенчатой диссоциации сероводородной
кислоты составляют 9,7410^–8,
1,3610^–13.
Найти концентрации ионов Н⁺,
HS^–
и S^2–

в 0,01 М растворе этой кислоты.

Решение.
В соответствии с уравнением диссоциации
H₂S
по первой ступени

определяем
концентрацию ионов Н⁺и HS^– :

К_дис(1) =
;

Диссоциация
по второй ступени

протекает
в значительно меньшей степени за счет
подавления ее продуктами диссоциации
по первой ступени и большей трудности
отрыва протона от аниона по сравнению
с нейтральной молекулой. Пусть концентрация
анионов серы в растворе равна Х моль/л,
концентрация ионов водорода составит
(X + 3,1210^–5)
моль/л, а концентрация ионов HS^–
– (3,1210^–5
– X) моль/л. Подставляем эти величины в
выражение для второй константы
диссоциации:

К_дис(2)
=.

Таким
образом, концентрация аниона серы
практически равна значению второй
константы диссоциации кислоты.

3.3. Шкала термодинамических функций образования ионов в водных растворах

Пример 1.На основе
справочных данных определить вторую
константу диссоциации ортофосфорной
кислоты при 298,15 К.

Решение.Второй ступени диссоциации ортофосфорной
кислоты соответствует процесс:

Находим
стандартную энергию Гиббса этого
процесса:

G⁰=G⁰_обрH⁺(р-р,
ст.с) + G⁰_обрHPO₄^2-(р-р,
ст.с, гип.недис) –

– G⁰_обрH₂PO₄^—
(р-р, ст.с,
гип.недис) = 0
+ (–1083,2) – (–1124,3) = 41,1 кДж .

Затем определяем
константу диссоциации:

G⁰
= –RTlnK_равн
= –RTlnK_дис(2)

К_дис(2) =.

Пример
2. Стандартная
энтальпия образования NaCl
(к) равна –411,1 кДж/моль, энтальпия
растворения этого соединения в воде с
образованием бесконечно разбавленного
раствора равна 3,6 кДж/моль, а стандартная
энтальпия образования аниона хлора в
водном растворе составляет –167,1 кДж/моль.
Определить стандартную энтальпию
образования иона Na⁺
.

Решение.
Ключом к нахождению искомой величины
является положение, что стандартная
энтальпия образования NaCl
в растворе равна сумме стандартных
энтальпий образования ионов Na⁺
и Сl^–
в растворе. Первая же величина, в свою
очередь, равнасумме
стандартных энтальпий образования NaCl
(к) и энтальпии его растворения с
образованием бесконечно разбавленного
раствора. Таким образом:

H⁰_обр
NaCl(р-р, ст.с)=
H⁰_обр
Na⁺(р-р, ст.с)+
H⁰_обр
Cl^—(р-р, ст.с)=

= H⁰_обр
NaCl(к)+
H⁰_раств;

H⁰_обр
Na⁺(р-р, ст.с)=
H⁰_обр
NaCl
(к)+
H⁰_раств– H⁰_обр
Cl^—(р-р, ст.с)=

= –411,1 + 3,6 – (–167,1)
= –240,4 кДж/моль .

Пример 3. По следующим
данным:

H⁰_обр
NaCl(р-р, ст.с)=
–407,5 кДж/моль = H⁰₁;

H⁰_обр
KCl(р-р, ст.с)=
–419,4 кДж/моль = H⁰₂;

H⁰_обр
NaBr(р-р, ст.с)=
–361,8 кДж/моль = H⁰₃;

H⁰_обр
NaI(р-р, ст.с)=
–295,6 кДж/моль = H⁰₄
.

определить
H⁰_обрKBr(р-р, ст.с);H⁰_обрKI(р-р, ст.с) .

Решение.Поскольку стандартные энтальпии
образования электролитов
в растворе
тождественно равны сумме стандартных
энтальпий образования составляющих их
ионов, можно записать:

H⁰_обрKCl(р-р, ст.с)–
H⁰_обрNaCl(р-р, ст.с)=
H⁰_обрK⁺(р-р, ст.с)+

+
H⁰_обрCl^–
(р-р, ст.с)– H⁰_обрNa⁺(р-р, ст.с)–
H⁰_обрCl^–(р-р, ст.с) =

=
H⁰_обрK⁺(р-р, ст.с)–
H⁰_обрNa⁺(р-р, ст.с)

Складываем
эту величину c
H⁰_обрNaBr(p-p,
ст.с)и получаем:

H⁰_обрK⁺(р-р, ст.с)–
H⁰_обрNa⁺(р-р, ст.с) +
H⁰_обрNaBr(р-р, ст.с)=

=
H⁰_обрK⁺(р-р, ст.с)–
H⁰_обрNa⁺
(р-р,
ст.с)
+ H⁰_обрNa⁺
(р-р,
ст.с) +

+
H⁰_обрBr^–
(р-р, ст.с)= H⁰_обрKBr(р-р, ст.с)

Находим
одну из искомых величин:

H⁰_обрKBr(р-р, ст.с)=
H⁰₂
–
H⁰₁
+
H⁰₃
= –419,4 –
(–407,5) + (–361,8) =

= – 373,7 кДж/моль.

Аналогично
определяем H⁰_обрKI(р-р, ст.с):

H⁰_обрKCl(р-р, ст.с)–
H⁰_обрNaCl(р-р, ст.с)+
H⁰_обрNaI(р-р, ст.с)=

=
H⁰_обрK⁺
(р-р, ст.с)–
H⁰_обрNa⁺
(р-р,
ст.с)
+ H⁰_обрNa⁺
(р-р,
ст.с) +

+
H⁰_обрI^–(р-р,
ст.с)= H⁰_обрKI(р-р, ст.с)=
H⁰₂
– H⁰₁
+
H⁰₄
=

= –419,4 – (–407,5) +
(–295,6) = – 307,5 кДж/моль.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Степень диссоциации

Классификация электролитов

Диссоциация электролитов

Константа диссоциации

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Степень диссоциации

Вещества, которые в растворах или расплавах полностью или частично распадаются на ионы, называются электролитами.

Степень диссоциации α — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы N′ к общему числу растворенных молекул N:

α = N′/N

Степень диссоциации выражают в процентах или в долях единицы. Если α =0, то диссоциация отсутствует и вещество не является электролитом. В случае если α =1, то электролит полностью распадается на ионы.

Классификация электролитов

Согласно современным представлениям теории растворов все электролиты делятся на два класса: ассоциированные (слабые) и неассоциированные (сильные). Неассоциированные электролиты в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Для этого класса электролитов a близко к единице (к 100 %). Неассоциированными электролитами являются, например, HCl, NaOH, K₂SO₄ в разбавленных водных растворах.

Ассоциированные электролиты подразделяются на три типа:

• • 1. Слабые электролиты существуют в растворах как в виде ионов, так и в виде недиссоциированных молекул. Примерами ассоциированных электролитов этой группы являются, в частности, Н₂S, Н₂SO₃, СН₃СOОН в водных растворах.
    2. Ионные ассоциатыобразуются в растворах путем ассоциации простых ионов за счет электростатического взаимодействия. Ионные ассоциаты возникают в концентрированных растворах хорошо растворимых электролитов. В результате в растворе находятся как простые ионы, так и ионные ассоциаты. Например, в концентрированном водном растворе КCl образуются простые ионы К⁺, Cl^— , а также возможно образование ионных пар (К⁺Cl^— ), ионных тройников (K₂Cl⁺, KCl₂^— ) и ионных квадруполей (K₂Cl₂, KCl₃^2- , K₃Cl²⁺).
    3. Комплексные соединения(как ионные, так и молекулярные), внутренняя сфера которых ступенчато диссоциирует на ионные и (или) молекулярные частицы.
       Примеры комплексных ионов: [Cu(NH₃)₄]²⁺_, [Fe(CN)₆]³⁺_, [Cr(H₂O)₃Cl₂]⁺.

При таком подходе один и тот же электролит может относиться к различным типам в зависимости от концентрации раствора, вида растворителя и температуры. Подтверждением этому являются данные, приведенные в таблице.

Таблица. Характеристика растворов KI в различных растворителях

Концентрация электролита, С, моль/л	Температура t,оС	Растворитель	Тип электролита
0,01	25	Н2О	Неассоциированный (сильный)
5	25	Н2О	Ионный ассоциат
0,001	25	С6Н6	Ассоциированный (слабый)

Приближенно, для качественных рассуждений можно пользоваться устаревшим делением электролитов на сильные и слабые. Выделение группы электролитов “средней силы” не имеет смысла. Эти электролиты являются ассоциированными. К слабым электролитам обычно относят электролиты, степень диссоцииации которых мала α<<1.

Таким образом, к сильным электролитам относятся разбавленные водные растворы почти всех хорошо растворимых в воде солей, многие разбавленные водные растворы минеральных кислот (НСl, HBr, НNО₃, НСlO₄ и др.), разбавленные водные растворы гидроксидов щелочных металлов. К слабым электролитам принадлежат все органические кислоты в водных растворах, некоторые водные растворы неорганических кислот, например, H₂S, HCN, H₂CO₃, HNO₂, HСlO и др. К слабым электролитам относится и вода.

Диссоциация электролитов

Уравнение реакции диссоциации сильного электролита можно представить следующим образом. Между правой и левой частями уравнения реакции диссоциации сильного электролита ставится стрелка или знак равенства:

HCl → H⁺ + Cl^— 

Na₂SO₃ = 2Na⁺ + SO₃^2- 

Допускается также ставить знак обратимости, однако в этом случае указывается направление, в котором смещается равновесие диссоциации, или указывается, что α≈1. Например:

NaOH → Na⁺ + OH^— 

Диссоциация кислых и основных солей в разбавленных водных растворах протекает следующим образом:

NaHSO₃ → Na⁺ + HSO₃^— 

Анион кислой соли будет диссоциировать в незначительной степени, поскольку является ассоциированным электролитом:

HSO₃^—  → H⁺ + SO₃^2- 

Аналогичным образом происходит диссоциация основных солей:

Mg(OH)Cl → MgOH⁺ + Cl^— 

Катион основной соли подвергается дальнейшей диссоциации как слабый электролит:

MgOH⁺  → Mg²⁺ + OH^— 

Двойные соли в разбавленных водных растворах рассматриваются как неассоциированные электролиты:

KAl(SO₄)₂  → K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2- 

Комплексные соединения в разбавленных водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы:

K₃[Fe(CN)₆]  → 3K⁺ + [Fe(CN)₆]^3- 

В свою очередь, комплексный ион в незначительной степени подвергается дальнейшей диссоциации:

[Fe(CN)₆]^3-  → Fe³⁺ + 6CN^— 

Константа диссоциации

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие:

КА  ↔ К⁺ + А^— 

которое количественно описывается величиной константы равновесия К_д, называемой константой диссоциации:

Kд = [К⁺] · [А^—] /[КА]                             (2)

Константа диссоциации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в растворе слабого электролита. Например, в растворе азотистой кислоты HNO₂ ионов Н⁺ больше, чем в растворе синильной кислоты HCN, поскольку К(HNO₂) = 4,6·10^— 4, а К(HCN) = 4,9·10^— 10.

Для слабых I-I электролитов (HCN, HNO₂, CH₃COOH) величина константы диссоциации К_д связана со степенью диссоциации α  и концентрацией электролита c уравнением Оствальда:

К_д = (α^2·с)/(1-α)        (3)

Для практических расчетов при условии, что α<<1 используется приближенное уравнение:

К_д = α^2·с                (4)

Поскольку процесс диссоциации слабого электролита обратим, то к нему применим принцип Ле Шателье. В частности, добавление CH₃COONa к водному раствору CH₃COOH вызовет подавление собственной диссоциации уксусной кислоты и уменьшение концентрации протонов. Таким образом, добавление в раствор ассоциированного электролита веществ, содержащих одноименные ионы, уменьшает его степень диссоциации.

Следует отметить, что константа диссоциации слабого электролита связана с изменением энергии Гиббса в процессе диссоциации этого электролита соотношением:

ΔG_T⁰ = — RTlnK_д                    (5)

Уравнение (5) используется для расчета констант диссоциации слабых электролитов по термодинамическим данным.

Примеры решения задач

Задача 1. Определите концентрацию ионов калия и фосфат-ионов в 0,025 М растворе K₃PO₄.

Решение. K₃PO₄ – сильный электролит и в водном растворе диссоциирует полностью:

K₃PO₄ → 3К⁺ + РО₄^3- 

Следовательно, концентрации ионов К⁺ и РО₄^3- равны соответственно 0,075М и 0,025М.

Задача 2. Определите степень диссоциации α_д и концентрацию ионов ОН^— (моль/л) в 0,03 М растворе NH₃·H₂О при 298 К, если при указанной температуре К_д(NH₃·H₂О) = 1,76× 10^— 5.

Решение. Уравнение диссоциации электролита:

NH₃·H₂О → NH₄⁺ + OH^—

Концентрации ионов: [NH₄⁺] = αС ; [OH^—] = αС , где С – исходная концентрация NH₃·H₂О моль/л. Следовательно:

K_д = αС · αС /(1 — αС)

Поскольку α << 1, то:

К_д ≈ α ²С

Константа диссоциации зависит от температуры и от природы растворителя, но не зависит от концентрации растворов NH₃·H₂О. Закон разбавления Оствальда выражает зависимость α слабого электролита от концентрации.

α = √(К_д / С) = √(1,76× 10^— 5 / 0,03) = 0,024 или 2,4 %

[OH^—] = αС, откуда [OH^— ] = 2,4·10^— 2·0,03 = 7,2·10^-4 моль/л.

Задача 3. Определите константу диссоциации уксусной кислоты, если степень диссоциации CH₃CОOH в 0,002 М растворе равна 9,4 %.

Решение. Уравнение диссоциации кислоты:

CH₃CОOH  → СН₃СОО^— + Н⁺.

α = [Н⁺] / С_исх(CH₃CОOH)

откуда [Н⁺] = 9,4·10—2·0,002 = 1,88·10^-4 М.

Так как [CH₃CОO^—] = [Н⁺] и [CH₃CОOH] ≈ С_исх(CH₃CОOH), то:

Kд = [Н⁺]²  / С_исх(CH₃CОOH) 

Константу диссоциации можно также найти по формуле: К_д ≈ α ²С.

Задача 4. Константа диссоциации HNO₂ при 298К равна 4,6× 10^— 4. Найдите концентрацию азотистой кислоты, при которой степень диссоциации HNO₂ равна 5 %.

Решение.

К_д =α ²С , откуда получаем С_исх(HNO₂) = 4,6·10^— 4/(5·10^— 2)² = 0,184 М.

Задача 5. На основе справочных данных рассчитайте константу диссоциации муравьиной кислоты при 298 К.

Решение. Уравнение диссоциации муравьиной кислоты

НСООН →Н⁺ + СООН^— 

В “Кратком справочнике физико–химических величин” под редакцией А.А. Равделя и А.М. Пономаревой приведены значения энергий Гиббса образований ионов в растворе, а также гипотетически недиссоциированных молекул. Значения энергий Гиббса для муравьиной кислоты и ионов Н⁺ и СООН^— в водном растворе приведены ниже:

Вещество, ион	НСООН	Н+	СООН—
ΔGT0, кДж/моль	— 373,0	0	— 351,5

Изменение энергии Гиббса процесса диссоциации равно:

ΔG_T⁰ = — 351,5- (- 373,0) = 21,5 кДж/моль.

Для расчета константы диссоциации используем уравнение (5). Из этого уравнения получаем:

lnK_д = — Δ G_T⁰/RT= — 21500/(8,31 298) = — 8,68

Откуда находим: K_д = 1,7× 10^— 4.

Задачи для самостоятельного решения

1. К сильным электролитам в разбавленных водных растворах относятся:

1. СН₃СOOH
2. Na₃PO₄
3. NaCN
4. NH₃
5. C₂H₅OH
6. HNO₂
7. HNO₃

13.2. К слабым электролитам в водных растворах относятся:

1. KAl(SO₄)₂
2. NaNO₃
3. HCN
4. NH₄Cl
5. C₂H₅OH
6. H₂SO₃
7. H₂SO₄

3. Определите концентрацию ионов NH₄⁺ в 0,03 М растворе (NH₄)₂Fe(SO₄)₂;

4. Определите концентрацию ионов водорода в 6 мас.% растворе H₂SO₄, плотность которого составляет 1,038 г/мл. Принять степень диссоциации кислоты по первой и второй ступеням равной 100 %.

5. Определите концентрацию гидроксид-ионов в 0,15 М растворе Ba(OH)₂.

6. Степень диссоциации муравьиной кислоты в 0,1 М растворе равна 4 %. Рассчитайте Концентрацию ионов водорода в этом растворе и константу диссоциации НСООН.

7. Степень диссоциации муравьиной кислоты в водном растворе увеличится при:

а) уменьшении концентрации HCOOH;

б) увеличении концентрации HCOOH;

в) добавлении в раствор муравьиной кислоты HCOONa;

г) добавлении в раствор муравьиной кислоты НCl.

8. Константа диссоциации хлорноватистой кислоты равна 5× 10^— 8. Определите концентрацию HClO, при которой степень диссоциации HClO равна 0,5 %, и концентрацию ионов Н⁺ в этом растворе.

9. Вычислите объем воды, который необходимо добавить к 50 мл 0,02 М раствора NH₃·H₂О, чтобы степень диссоциации NH₃·H₂О увеличилась в 10 раз, если К_д(NH₄OH) = 1,76·10^— 5.

10. Определите степень диссоциации азотистой кислоты в 0,25 М растворе при 298 К, если при указанной температуре К_д(HNO₂) = 4,6× 10^— 4.

Запишем уравнение диссоциации: 
HCOOH = H⁺ + HCOO⁻
Введем обозначения: Ca — концентрация кислоты, α — степень диссоциации, [H⁺], [HCOO⁻] — равновесные концентрации ионов водорода и формиат-ионов соответственно.
Запишем выражение для константы диссоциации: 

Так как муравьиная кислота слабая, то ее равновесные концентрации можно представить в виде: 
[H⁺] = αCa
[HCOO⁻] = αCa 
Это видно из уравнения диссоциации
[HCOOH] = (1-α)Ca т.к. α — мала, ей можем пренебречь и получим: [HCOOH] = Ca
С учетом введенный обозначений перепишем уравнение для константы диссоциации: 

Подставляем формулу: 
Kd = Ca*α² = 0,2 моль/л * (0,032)² = 2,048*10⁻⁴