Уравнение константы диссоциации фосфорной кислоты

Видео:Диссоциация кислот.Скачать

Константы диссоциации кислот и оснований неорганических (Таблица)

Справочная таблица константы диссоциации кислот и оснований по общей и неорганической химии содержит следующую информацию: название и формула гидрооксида и кислоты и соответствующие им константы диссоциации . Таблица содержит справочный материал, необходимый для решения задач по общей и неорганической химии. Предназначено для школьников и студентов.

К — константа диссоциации кислот и оснований

pK — величина, которая определяется как отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации (часто используется вместо константы).

Видео:ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ХИМИЯ 8 класс // Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

Напишите реакции ступенчатой диссоциации ортофосфорной кислоты:

Напишите реакции ступенчатой диссоциации ортофосфорной кислоты:

Решение: трехосновная ортофосфорная кислота H₃PO₄ диссоциирует следующим образом:

Константа диссоциации K _д

Степень диссоциации α

Важное значение имеет диссоциация воды, поскольку, являясь слабым электролитом и обычным растворителем, она участвует в кислотно-основном равновесии растворенных в ней электролитов.

Вода диссоциирует на ионы:

ее константа при 298 K равна:

При столь малой константе диссоциации концентрация воды остается практически неизменной и равной:

Отсюда произведение постоянных величин:

Численная величина произведения ионов, на которые диссоциирует вода, называемое ионным произведением воды K_в, равна:

Таким образом, в пределах 15–25 °C ионное произведение воды Kв = 10–14.

Равенство [H+] и [OH–] соответствует нейтральной среде:

при [H+] > 1 ∙ 10–7 – кислой,

при [H+] 7 соответствует щелочной среде, pH = 7 – нейтральной среде.

Поскольку pH + pOH = 14, можно видеть, что pH может меняться от небольших отрицательных значений до величин, немного превышающих 14 (pH NaOH c C = 2 равен 14,3).

Видео:Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей. 9 класс.Скачать

РАСЧЁТ pH В РАСТВОРАХ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

Чистая вода является очень слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть выражен уравнением: HOH ⇆ H + + OH – . Вследствие диссоциации воды в любом водном растворе содержатся и ионы H + , и ионы OH – . Концентрации этих ионов можно рассчитать с помощью уравнения ионного произведения воды

где K_w – константа ионного произведения воды; при 25°C K_w = 10 –14 .

Растворы, в которых концентрации ионов H + и OH – одинаковы, называются нейтральными растворами. В нейтральном растворе C(H + ) = C(OH – ) = 10 –7 моль/л.

В кислом растворе C(H + ) > C(OH – ) и, как следует из уравнения ионного произведения воды, C(H + ) > 10 –7 моль/л, а C(OH – ) –7 моль/л.

В щелочном растворе C(OH – ) > C(H + ); при этом в C(OH – ) > 10 –7 моль/л, а C(H + ) –7 моль/л.

pH – величина, с помощью которой характеризуют кислотность или щёлочность водных растворов; эта величина называется водородным показателем и рассчитывается по формуле:

В кислом растворе pH 7.

По аналогии с понятием «водородный показатель» (pH) вводится понятие «гидроксильный» показатель (pOH):

Водородный и гидроксильный показатели связаны соотношением

Гидроксильный показатель используется для расчёта pH в щелочных растворах.

Пример 7.1 Рассчитать pH 0,005 М раствора серной кислоты.

Серная кислота – сильный электролит, диссоциирующий в разбавленных растворах необратимо и полностью по схеме: H₂SO₄ ® 2 H + + SO₄ 2– . Из уравнения процесса диссоциации видно, что C(H + ) = 2·C(H₂SO₄) = 2 × 0,005 моль/л = 0,01 моль/л.

pH = –lg C(H + ) = –lg 0,01 = 2.

Пример 7.2 Рассчитать pH 0,1 М раствора гидроксида натрия.

Гидроксид натрия – сильный электролит, диссоциирующий необратимо и полностью по схеме: NaOH ® Na + +OH – . Из уравнения процесса диссоциации видно, что C(OH – ) = C(NaOH) = 0,1 моль/л.

pOH = –lg C(H + ) = –lg 0,1 = 1; pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13.

Диссоциация слабого электролита – это равновесный процесс. Константа равновесия, записанная для процесса диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Например, для процесса диссоциации уксусной кислоты

Каждая стадия диссоциации многоосновной кислоты характеризуется своей константой диссоциации. Константа диссоциации – справочная величина; см. [1; 2].

Расчёт концентраций ионов (и pH) в растворах слабых электролитов сводится к решению задачи на химическое равновесие для того случая, когда известна константа равновесия и необходимо найти равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции (см. пример 6.2 – задача 2 типа).

Пример 7.3 Рассчитать pH и степень диссоциации электролита в растворе NH₄OH с массовой долей 0,35%. Плотность раствора – 1 г/мл.

В 0,35% растворе NH₄OH молярная концентрация гидроксида аммония равна 0,1 моль/л (пример перевода процентной концентрации в молярную – см. пример 5.1). Эту величину часто обозначают C₀. C₀ – это общая концентрация электролита в растворе (концентрация электролита до диссоциации).

NH₄OH принято считать слабым электролитом, обратимо диссоциирующим в водном растворе: NH₄OH ⇆ NH₄ + + OH – (см. также примечание 2 на стр. 5). Константа диссоциации К = 1,8·10 –5 (справочная величина). Поскольку слабый электролит диссоциирует неполностью, сделаем предположение, что продиссоциировало x моль/л NH₄OH, тогда равновесная концентрация ионов аммония и гидроксид-ионов также будут равняться x моль/л: C(NH₄ + ) = C(OH — ) = x моль/л. Равновесная концентрация непродиссоциировавшего NH₄OH равна: С(NH₄OH) = (C₀–x) = (0,1–x) моль/л.

Подставляем выраженные через x равновесные концентрации всех частиц в уравнение константы диссоциации:

.

Очень слабые электролиты диссоциируют незначительно (x ® 0) и иксом в знаменателе как слагаемым можно пренебречь:

.

Обычно в задачах общей химии иксом в знаменателе пренебрегают в том случае, если (в этом случае х – концентрация продиссоциировавшего электролита – в 10 и менее раз отличается от C₀ – общей концентрации электролита в растворе).

моль/л

С(OH – ) = x = 1,34∙10 -3 моль/л; pOH = –lg C(OH – ) = –lg 1,34∙10 –3 = 2,87.

pH = 14 – pOH = 14 – 2,87 = 11,13.

Степень диссоциации электролита можно рассчитать как отношение концентрации продиссоциировавшего электролита (x) к общей концентрации электролита (C₀):

(1,34%).

Пример 7.4 Рассчитать pH 30% раствора фосфорной кислоты (плотность раствора 1,18 г/мл. Чему равна степень диссоциации электролита в этом растворе?

Сначала следует перевести процентную концентрацию в молярную (см. пример 5.1). В данном случае C₀(H₃PO₄) = 3,6 моль/л.

Расчёт концентрации ионов водорода в растворах многоосновных слабых кислот, проводится только по первой стадии диссоциации. Строго говоря, общая концентрация ионов водорода в растворе слабой многоосновной кислоты равна сумме концентраций ионов H + , образовавшихся на каждой стадии диссоциации. Например, для фосфорной кислоты C(H + )_общая = C(H + )_{по 1 стадии} + C(H + )_{по 2 стадии} + C(H + )_{по 3 стадии} . Однако, диссоциация слабых электролитов протекает преимущественно по первой стадии, а по второй и последующим стадиям – в незначительной степени, поэтому

C(H + )_{по 2 стадии} ≈ 0, C(H + )_{по 3 стадии} ≈ 0 и C(H + )_общая ≈ C(H + )_{по 1 стадии} .

Пусть фосфорной кислоты продиссоциировало по первой стадии x моль/л, тогда из уравнения диссоциации H₃PO₄ ⇆ H + + H₂PO₄ – следует, что равновесные концентрации ионов H + и H₂PO₄ – также будут равны x моль/л, а равновесная концентрация непродиссоциировавшей H₃PO₄ будет равна (3,6–x) моль/л. Подставляем выраженные через x концентрации ионов H + и H₂PO₄ – и молекул H₃PO₄ в выражение константы диссоциации по первой стадии (K₁ = 7,5·10 –3 – справочная величина):

K₁/C₀ = 7,5·10 –3 / 3,6 = 2,1·10 –3 –2 ; следовательно, иксом как слагаемым в знаменателе можно пренебречь (см. также пример 7.3) и упростить полученное выражение.

;

моль/л;

С(H + ) = x = 0,217 моль/л; pH = –lg C(H + ) = –lg 0,217 = 0,66.

(3,44%)

Задание №8

Рассчитайте а) pH растворов сильных кислот и оснований; б) раствора слабого электролита и степень диссоциации электролита в этом растворе (таблица 8). Плотность растворов принять равной 1 г/мл.

Таблица 8 – Условия задания №8

Пример 7.5 Смешали 200 мл 0,2М раствора H₂SO₄ и 300 мл 0,1М раствора NaOH. Рассчитайте pH образовавшегося раствора и концентрации ионов Na + и SO₄ 2– в этом растворе.

Приведём уравнение реакции H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O к сокращённому ионно-молекулярному виду: H + + OH — → H₂O

Из ионно-молекулярного уравнения реакции следует, что в реакцию вступают только ионы H + и OH – и образуют молекулу воды. Ионы Na + и SO₄ 2– в реакции не участвуют, поэтому их количество после реакции такое же как и до реакции.

Расчёт количеств веществ до реакции:

n(H + ) = 2 × n(H₂SO₄) = 2 × 0,02 моль = 0,04 моль;

n(NaOH) = 0,1 моль/л · 0,3 л = 0,03 моль = n(Na + ) = n(OH – ).

Ионы OH – – в недостатке; они прореагируют полностью. Вместе с ними прореагирует столько же (т.е. 0,03 моль) ионов H + .

Расчёт количеств ионов после реакции:

n(H + ) = n(H + )_{до реакции} – n(H + )_{прореагировавших} = 0,04 моль – 0,03 моль = 0,01 моль;

n(Na + ) = 0,03 моль; n(SO₄ 2– ) = 0,02 моль.

Т.к. смешиваются разбавленные растворы, то

V_общ. » Vраствора H₂SO₄ + V раствора NaOH » 200 мл + 300 мл = 500 мл = 0,5 л.

C(Na + ) = n(Na + ) / V_общ. = 0,03 моль : 0,5 л = 0,06 моль/л;

C(H + ) = n(H + ) / V_общ. = 0,01 моль : 0,5 л = 0,02 моль/л;

pH = –lg C(H + ) = –lg 2·10 –2 = 1,699.

Задание №9

Рассчитайте pH и молярные концентрации катионов металла и анионов кис­лотного остатка в растворе, образовавшемся в результате смешивания раствора сильной кислоты с раствором щёлочи (таблица 9).

Таблица 9 – Условия задания №9

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

При растворении в воде любой соли происходит диссоциация этой соли на катионы и анионы. Если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (например, нитрит калия KNO₂), то нитрит-ионы будут связываться с ионами H + , отщепляя их от молекул воды, в результате чего образуется слабая азотистая кислота. В результате этого взаимодействия в растворе установится равновесие:

Таким образом, в растворе соли, гидролизующейся по аниону, появляется избыток ионов OH – (реакция среды – щелочная; pH > 7).

Если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (например, хлорид аммония NH₄Cl), то катионы NH₄ + слабого основания будут отщеплять ионы OH – от молекул воды и образовывать слабодиссоциирующий электролит – гидроксид аммония 1 .

В растворе соли гидролизующейся по катиону появляется избыток ионов H + (реакция среды – кислая pH + связываются с ионами OH – , отщепляя их от молекул воды, а анионы слабой кислоты F – связываются с ионами H + , в результате чего образуется слабое основание NH₄OH и слабая кислота HF: 2

Реакция среды в растворе соли, гидролизующейся и по катиону, и по аниону определяется тем, какой из образующихся в результате гидролиза малодиссоциирующих электролитов является более сильным (это можно выяснить, сравнив константы диссоциации). В случае гидролиза NH₄F среда будет кислой (pH –5 –4 .

Таким образом, гидролизу (т.е. разложению водой) подвергаются соли, образованные:

– катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (KNO₂, Na₂CO₃, K₃PO₄);

– катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (NH₄NO₃, AlCl₃, ZnSO₄);

– катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (Mg(CH₃COO)₂, NH₄F).

C молекулами воды взаимодействуют катионы слабых оснований или (и) анионы слабых кислот; соли образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот гидролизу не подвергаются.

Гидролиз солей, образованных многозарядными катионами и анионами, протекает ступенчато; ниже на конкретных примерах показана последовательность рассуждений, которой рекомендуется придерживаться при составлении уравнений гидролиза таких солей.

1. Как уже отмечалось ранее (см. примечание 2 на стр. 5) существует альтернативная точка зрения, согласно которой гидроксид аммония является сильным основанием. Кислая реакция среды в растворах солей аммония, образованных сильными кислотами, например, NH₄Cl, NH₄NO₃, (NH₄)₂SO₄, объясняется при таком подходе обратимо протекающим процессом диссоциации иона аммония NH₄ + ⇄ NH₃ + H + или, более точно NH₄ + + H₂O ⇄ NH₃ + H₃O + .

2. Если гидроксид аммония считать сильным основанием, то в растворах солей аммония, образованных слабыми кислотами, например, NH₄F следует рассматривать равновесие NH₄ + + F – ⇆ NH₃ + HF, в котором происходит конкуренция за ион H + между молекулами аммиака и анионами слабой кислоты.

Пример 8.1 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза карбоната натрия. Укажите pH раствора (pH>7, pH + + CO₃ 2–

2. Соль образована катионами (Na + ) сильного основания NaOH и анионом (CO₃ 2– ) слабой кислоты H₂CO₃. Следовательно, соль гидролизуется по аниону:

Гидролиз в большинстве случаев протекает обратимо (знак ⇄); на 1 ион, участвующий в процессе гидролиза, записывается 1 молекула HOH.

3. Отрицательно заряженные карбонат ионы CO₃ 2– связываются с положительно заряженными ионами H + , отщепляя их от молекул HOH, и образуют гидрокарбонат ионы HCO₃ – ; раствор обогащается ионами OH – (щелочная среда; pH>7):

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза Na₂CO₃.

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, соединив все имеющиеся в уравнении CO₃ 2– + HOH ⇆ HCO₃ – + OH – анионы (CO₃ 2– , HCO₃ – и OH – ) с катионами Na + , образовав соли Na₂CO₃, NaHCO₃ и основание NaOH:

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались гидрокарбонат ионы, которые участвуют во второй стадии гидролиза:

(отрицательно заряженные гидрокарбонат ионы HCO₃ – связываются с положительно заряженными ионами H + , отщепляя их от молекул HOH).

6. Уравнение второй стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении HCO₃ – + HOH ⇆ H₂CO₃ + OH – анионы (HCO₃ – и OH – ) с катионами Na + , образовав соль NaHCO₃ и основание NaOH:

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

Пример 8.2 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза сульфата алюминия. Укажите pH раствора (pH>7, pH 3+ + 3SO₄ 2–

2. Соль образована катионами (Al 3+ ) слабого основания Al(OH)₃ и анионами (SO₄ 2– ) сильной кислоты H₂SO₄. Следовательно, соль гидролизуется по катиону; на 1 ион Al 3+ записывается 1 молекула HOH: Al 3+ + HOH ⇆ … .

3. Положительно заряженные ионы Al 3+ связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH, и образуют ионы гидроксоалюминия AlOH 2+ ; раствор обогащается ионами H + (кислая среда; pH 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза Al₂(SO₄)₃.

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав все имеющиеся в уравнении Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + катионы (Al 3+ , AlOH 2+ и H + ) с анионами SO₄ 2– , образовав соли Al₂(SO₄)₃, AlOHSO₄ и кислоту H₂SO₄:

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались катионы гидроксо­алюминия AlOH 2+ , которые участвуют во второй стадии гидролиза:

AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH)₂ + + H +

(положительно заряженные ионы AlOH 2+ связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH).

6. Уравнение второй стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав все имеющиеся в уравнении AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH)₂ + + H + катионы (AlOH 2+ , Al(OH)₂ + , и H + ) с анионами SO₄ 2– , образовав соли AlOHSO₄, (Al(OH)₂)₂SO₄ и кислоту H₂SO₄:

7. В результате второй стадии гидролиза образовались катионы дигидроксоалюминия Al(OH)₂ + , которые участвуют в третьей стадии гидролиза:

(положительно заряженные ионы Al(OH)₂ + связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH).

8. Уравнение третьей стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении Al(OH)₂ + + HOH ⇆ Al(OH)₃ + H + катионы (Al(OH)₂ + и H + ) с анионами SO₄ 2– , образовав соль (Al(OH)₂)₂SO₄ и кислоту H₂SO₄:

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

Пример 8.3 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза ортофосфата аммония. Укажите pH раствора (pH>7, pH + + PO₄ 3–

2. Соль образована катионами (NH₄ + ) слабого основания NH₄OH и анионами

(PO₄ 3– ) слабой кислоты H₃PO₄. Следовательно, соль гидролизуется и по катиону, и по аниону: NH₄ + + PO₄ 3– +HOH ⇆ … ; (на одну пару ионов NH₄ + и PO₄ 3– в данном случае записывается 1 молекула HOH). Положительно заряженные ионы NH₄ + связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH, образуя слабое основание NH₄OH, а отрицательно заряженные ионы PO₄ 3– связываются с ионами H + , образуя гидрофосфат ионы HPO₄ 2– :

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза (NH₄)₃PO₄.

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении NH₄ + + PO₄ 3– + HOH ⇆ NH₄OH + HPO₄ 2– анионы (PO₄ 3– , HPO₄ 2– ) с катионами NH₄ + , образовав соли (NH₄)₃PO₄, (NH₄)₂HPO₄:

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались гидрофосфат анионы HPO₄ 2– , которые вместе с катионами NH₄ + участвуют во второй стадии гидролиза:

(ионы NH₄ + связываются с ионами OH – , ионы HPO₄ 2– – с ионами H + , отщепляя их от молекул HOH, образуя слабое основание NH₄OH и дигидрофосфат ионы H₂PO₄ – ).

6. Уравнение второй стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении NH₄ + + HPO₄ 2– + HOH ⇆ NH₄OH + H₂PO₄ – анионы (HPO₄ 2– и H₂PO₄ – ) с катионами NH₄ + , образовав соли (NH₄)₂HPO₄ и NH₄H₂PO₄:

7. В результате второй стадии гидролиза образовались дигидрофосфат анионы H₂PO₄ – , которые вместе с катионами NH₄ + участвуют в третьей стадии гидролиза:

(ионы NH₄ + связываются с ионами OH – , ионы H₂PO₄ – – с ионами H + , отщепляя их от молекул HOH и образуют слабые электролиты NH₄OH и H₃PO₄).

8. Уравнение третьей стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав присутствующие в уравнении NH₄ + + H₂PO₄ – + HOH ⇆ NH₄OH + H₃PO₄ анионы H₂PO₄ – и катионами NH₄ + и образовав соль NH₄H₂PO₄:

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

Процесс гидролиза протекает преимущественно по первой стадии, поэтому реакция среды в растворе соли, гидролизующейся и по катиону, и по аниону определяется тем, какой из малодиссоциирующих электролитов, образующихся на первой стадии гидролиза, является более сильным. В рассматриваемом случае

реакция среды будет щелочной (pH>7), поскольку ион HPO₄ 2– – более слабый электролит, чем NH₄OH: KNH₄OH = 1,8·10 –5 > KHPO₄ 2– = K_III H₃PO₄ = 1,3×10 –12 (диссоциация иона HPO₄ 2– – это диссоциация H₃PO₄ по третьей стадии, поэтому KHPO₄ 2– = K_III H₃PO₄).

Задание №10

Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза солей (таблица 10). Укажите pH раствора (pH>7, pH

Что делать, если нет взаимности? А теперь спустимся с небес на землю. Приземлились? Продолжаем разговор.

Конфликты в семейной жизни. Как это изменить? Редкий брак и взаимоотношения существуют без конфликтов и напряженности. Через это проходят все.

Что делает отдел по эксплуатации и сопровождению ИС? Отвечает за сохранность данных (расписания копирования, копирование и пр.).

Живите по правилу: МАЛО ЛИ ЧТО НА СВЕТЕ СУЩЕСТВУЕТ? Я неслучайно подчеркиваю, что место в голове ограничено, а информации вокруг много, и что ваше право.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:

🌟 Видео

Диссоциация кислот, оснований, солей/химия 9Скачать

КИСЛОТЫ ХИМИЯ // Урок Химии 8 класс: Кислоты, Кислотный Остаток, Классы Неорганических СоединенийСкачать

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ кислот оснований и солей | Как писать УРАВНЕНИЯ ДИССОЦИАЦИЙСкачать

КИСЛОТЫ В ХИМИИ — Химические Свойства Кислот. Реакция Кислот с Основаниями, Оксидами и МеталламиСкачать

9 класс. Урок 7. Фосфорные кислоты.Скачать

Свойства кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации. 9 класс.Скачать

ОКСИДЫ, КИСЛОТЫ, СОЛИ И ОСНОВАНИЯ ХИМИЯ 8 класс / Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

№ 86. Неорганическая химия. Тема 10. Электролитическая диссоциация. Часть 7. Константа диссоциацииСкачать

Диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Проводник второго рода. Химия – ПростоСкачать

Гидролиз солей. 9 класс.Скачать

Фосфогипс. Фосфорная кислота. Минеральные удобрения. Химия – ПростоСкачать

Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. 9 класс.Скачать

Оксид фосфора(V). Фосфорные кислотыСкачать

Задание 13: Все про электролитическую диссоциацию на ОГЭСкачать

Константа кислотности (Ка) и рН для слабых кислот pH=1/2(lgKa-lg[HA])Скачать

Электролитическая диссоциация | Химия ЕГЭ, ЦТСкачать

Проклятая химическая реакция 😜 #shortsСкачать