Для определения pH раствора нитрита аммония (NH4NO2) необходимо понять, что эта соль образована из слабой кислоты (нитритной кислоты HNO2) и слабого основания (аммония NH4+). Нитрит аммония будет гидролизоваться в воде с образованием ионов H+ и OH-.

Найдем константу гидролиза ( K_h ) для нитрита аммония, используя константы диссоциации кислоты и основания:
[
K_a \cdot K_b = K_w
]
где ( K_w = 1 \times 10^{-14} ) при 25 °C.

Даны:

( K_a (HNO2) = 5 \times 10^{-4} )( K_b (NH4^+) = 1.8 \times 10^{-5} )

Сначала находим ( K_b (NH4^+) ) из ( K_w ):
[
K_b = \frac{K_w}{K_a} = \frac{1 \times 10^{-14}}{5 \times 10^{-4}} = 2 \times 10^{-11}
]

Теперь можем найти ( K_h ) нитрита аммония:
[
K_h = \frac{K_w}{K_a} = \frac{1 \times 10^{-14}}{1.8 \times 10^{-5}} \approx 5.56 \times 10^{-10}
]

Рассчитаем степень гидролиза ( \alpha ) по формуле:
[
\alpha = \frac{K_h \cdot C}{K_h + C}
]
где ( C ) — концентрация раствора (0.3 M). Подставим значения:
[
\alpha = \frac{5.56 \times 10^{-10} \cdot 0.3}{5.56 \times 10^{-10} + 0.3}
]
Поскольку ( K_h ) значительно меньше ( C ), можно упростить:
[
\alpha \approx \frac{5.56 \times 10^{-10} \cdot 0.3}{0.3} = 5.56 \times 10^{-10}
]

Теперь найдем pH раствора. Расчет pH можно сделать через концентрацию ионов H+:
[
[H^+] = \sqrt{K_h \cdot C} = \sqrt{5.56 \times 10^{-10} \cdot 0.3}
]
[
[H^+] \approx \sqrt{1.668 \times 10^{-10}} \approx 1.29 \times 10^{-5}
]
Следовательно, pH:
[
pH = -\log(1.29 \times 10^{-5}) \approx 4.89
]

Изменение степени гидролиза при разбавлении

При разбавлении раствора степень гидролиза увеличится. Это связано с тем, что при уменьшении концентрации возрастают относительные значения константы гидролиза, а также незначительное увеличение ( K_h ), что приводит к большему количеству гидролизованного вещества.

Таким образом, можно подводить итог:

( pH ) 0.3 M раствора нитрита аммония ≈ 4.89Степень гидролиза ≈ ( 5.56 \times 10^{-10} )Степень гидролиза увеличится с уменьшением концентрации раствора.