Wie hoch ist die Gleichgewichtskonzentration von H3O + in einer 0.20 M-Oxalsäurelösung?

Antworten:

Siehe unten.

Erläuterung:

Wenn die Konzentration der Säure 0.2 ist, können wir das finden $H_{3} O^{+}$ $H_3O^+$ Insgesamt mit den beiden verschiedenen $K_{a}$ $K_a$ 'S.

Auch nenne ich Oxalsäure als $[H A_{c}]$ $[HA_c]$ und das Oxalation als $[A_{c}^{-}]$ $[A_c^-]$ , obwohl dies oft für Essigsäure verwendet wird. Es war einfacher, als die gesamte Formel aufzuschreiben ...

Erinnern Sie sich:

$K_{a} = \frac{[H_{3} O^{+}] \times [A_{c}^{-}]}{[H A_{c}]}$ $K_a=([H_3O^+] times [A_c^-])/([HA_c])$

Also in der ersten Dissoziation:

$5.9 \times 10^{- 2} = \frac{[H_{3} O^{+}] \times [A_{c}^{-}]}{[0.2]}$ $5.9 times 10^-2=([H_3O^+] times [A_c^-])/([0.2])$

Daher können wir folgendes sagen:

$0.118 = {[H_{3} O^{+}]}_{3}^{2}$ $0.118=[H_3O^+]^2$

Da die $[H_{3} O^{+}]$ $[H_3O^+]$ Ion und das jeweilige Anion müssen in der Lösung im Verhältnis 1: 1 vorliegen.

Damit:
$0.1086 = [H_{3} O^{+}] = [A_{c}^{-}]$ $0.1086=[H_3O^+]= [A_c^-]$

Jetzt dissoziiert das Oxalat-Ion weiter und wir wissen, dass dies das Anion ist - also schließen wir das an $[A_{c}^{-}]$ $[A_c^-]$ in der ersten Dissoziation als Säure in der zweiten Dissoziation gefunden (aka der Begriff im Nenner).

$6.4 \times 10^{- 5} = \frac{[H_{3} O^{+}] \times [B_{c}^{-}]}{0.1086}$ $6.4 times 10^-5=([H_3O^+] times [B_c^-])/[0.1086]$

$6.95 \times 10^{- 6} = {[H_{3} O^{+}]}_{3}^{2}$ $6.95 times 10^-6=[H_3O^+]^2$

$0.002637 = [H_{3} O^{+}]$ $0.002637=[H_3O^+]$

Dann addieren wir die Konzentrationen aus den Dissoziationen:
$0.002637 + 0.1086 = 0.111237 m o l d m^{- 3}$ $0.002637+0.1086= 0.111237 mol dm^-3$ (mit gerundeten Antworten wäre der wahre Wert: $0.1112645035 m o l d m^{- 3}$ $0.1112645035 moldm^-3$

of $H_{3} O^{+}$ $H_3O^+$ .