что такое рон в химии

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Кислотно-основное равновесие в водных растворах

Большинство химических реакций протекает в растворах. Среди растворителей исключительное место занимает вода. Это обуслов-лено ее уникальными свойствами, не присущими другим раство-рителям. Так, многие вещества в воде являются сильными электро-литами. Ионизирующая способность воды связана с высоким значе-нием диэлектрической проницаемости (ε = 81) и сольватирующей (гидратирующей) активностью. В этой связи полезно рассмотреть закономерности процессов, протекающих в водных растворах.

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода относится к очень слабым амфотерным электролитам. Чистая вода в незначительной степени диссоциирует на ионы:

Применяя закон действующих масс, можно написать:

.

(1)

В чистой воде, и в разбавленных водных растворах кислот, гидроксидов и солей активность ионов (а) практически не отличается от концентрации, поэтому:

.

(1¢)

Так как степень диссоциации воды незначительная, то равновесную концентрацию недиссоциированных молекул воды [Н₂О] можно считать постоянной и объединить ее с (H₂O) в одну величину :

(2)

(3)

Однако в разбавленных растворах, в которых коэффициенты активности близки к единице, этим различием при не очень точных расчетах можно пренебречь.

(4)

В водных растворах различных соединений в зависимости от соотношения концентраций ионов Н + и ОН – реакция среды может быть:

,

(5)

а для разбавленных растворов:

.

(6)

Для количественной характеристики активной щелочности применяют гидроксидный показатель (рОН):

,

(7)

а для разбавленных растворов:

.

(8)

,

(9)

При помощи водородного показателя удобно выражать характер среды:

нейтральная среда: рН = 7 (рН = рОН),

кислая среда: рН 7 (рН > рОН).

Таким образом, увеличение концентрации ионов Н + уменьшает рН (величина рОН при этом возрастает), а уменьшение концентрации ионов Н + увеличивает рН (величина рОН при этом уменьшается). При сопоставлении значений pН разных растворов следует относить эти значения к одной и той же температуре.

В растворах кислот различают: активную кислотность, потенци-альную кислотность и общую кислотность.

Активная кислотностьобусловлена наличием свободных ионов Н + в растворе. Эта кислотность характеризуется определенным значением рН.

Общая кислотность— сумма активной ипотенциальной кислотностей.

В разбавленных растворах кислот, полностью диссоциированных на ионы, общая кислотность практически равна активной кислотности.

В растворах слабых кислот активная кислотность всегда меньше общей кислотности:

Шкала значений pH

Источник

Что такое рон в химии

§10.3. Водородный показатель. Шкала рН.

Впрочем, даже для такого слабого электролита, как вода, можно измерить константу диссоциации К_д:

Чтобы разобраться в том, как устроена шкала рН, сначала упростим выражение для константы диссоциации воды. Действительно, величина [Н₂О] есть не что иное, как молярная концентрация воды, выраженная в моль/л. Но число молей воды в 1 л воды всегда постоянно! Если рассматривать чистую воду как «раствор воды в воде», то нетрудно посчитать число молей Н₂О в 1 л воды.

Масса 1 моля воды 18 г (молярная масса воды), а масса 1 литра воды составляет 1000 г (примем, что плотность Н₂О при комнатной температуре не сильно отличается от 1 г/см 3 ):
18 г Н₂О – 1 моль,
1000 г Н₂О (1 л) – х моль.
Отсюда:

Следовательно, в 1 л чистой воды всегда содержится 55,6 моль Н₂О, а значение [Н₂О] = 55,6 моль/л является величиной постоянной.

Теперь мы можем умножить константу диссоциации воды на эту постоянную величину 55,6. Получим:

55,6·К_д = [Н + ][ОН – ] = 55,6·1,8·10 –16 = 100·10 –16 = 10 –14

Если новую константу 55,6·К_д обозначить как К_w (от английского water – вода), получается выражение, называемое ионным произведением воды:

# Для воды и ее растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды К_w.

Рис. 10-2. Шкала рН. Ниже шкалы показаны цвета универсальной индикаторной бумаги. Цвет бумажной полоски изменяется в зависимости от рН раствора, которым она смочена.

Водородный показатель можно не только измерить с помощью индикаторной бумаги или рН-метра, но и вычислить. Для этого концентрацию ионов водорода в растворе следует записать как 10 n моль/л. В таком случае рН будет равен показателю степени n, взятому с обратным знаком. Например, концентрация ионов водорода в нейтральном растворе составляет [Н + ] = 10 –7 моль/л (n = –7). Следовательно, в нейтральном растворе рН = 7.

# Для нейтральных растворов и чистой воды рН = 7.

Это значение (рН = 7) располагается точно посередине шкалы. Теперь надо разобраться в том, как получаются крайние значения шкалы слева и справа: 0 и 14.

Допустим, имеется раствор сильной одноосновной кислоты (например, HCl или HBr) концентрации 1 моль/л. В этом случае концентрация ионов водорода Н + тоже составит 1 моль/л. Ионное произведение воды и в таком растворе сохраняет свое значение:

В таком случае [Н + ] = 10 0 (поскольку 10 0 = 1 моль/л). Следовательно, рН = 0. Это самый кислый раствор в шкале рН.

Чем меньше рН, тем выше кислотность среды. И наоборот, чем больше рН, тем выше щелочность среды.

Приведем конкретные примеры. Допустим, имеется раствор сильной кислоты HCl концентрации 0,01 моль/л. Поскольку молекулы HCl в растворе полностью распадаются на ионы, концентрация ионов Н + тоже составит 0,01 моль/л (или 10 –2 моль/л), а рН = 2. Мы видим, что для кислых растворов рН 7. Покажем это на примере раствора сильного основания NaOH, концентрация которого тоже 0,01 моль/л. Концентрация ионов ОН – составит 0,01 моль/л (или 10 –2 ). Поскольку К_w всегда остается постоянной, можно вычислить концентрацию ионов водорода и рН в таком растворе:

К_w = [Н + ][10 –2 ] = 10 –14
или

Следовательно, в данном случае рН = 12.

В общем случае формула, помогающая определить рН щелочных растворов, выглядит так:

Раньше, в §8.5 мы уже рассказывали о специальных веществах – индикаторах – с помощью которых можно качественно определять среду раствора. Индикаторы меняют цвет в зависимости от кислотности или щелочности растворов. Достаточно добавить 1-2 капли разбавленного водно-спиртового раствора индикатора в исследуемый раствор, чтобы проявилась окраска. Например, индикатор фенолфталеин в щелочных растворах малиновый, а в кислых растворах – бесцветный. Индикатор лакмус дает красное окрашивание в кислой среде, а в щелочной – синее. Здеь мы воспроизводим таблицу индикаторов из §8.5, но теперь уже с указанием интервалов рН, в которых происходят цветовые переходы.

Таблица 10-1. Цветовые переходы некоторых индикаторов в зависимости от рН среды.

Цвет индикатора, интервал рН:

В опытах из «Единой коллекции образовательных ресурсов» показывается действие кислот и щелочей на разные индикаторы.

Как видно из таблицы, рН раствора не обязательно может иметь целочисленное значение. В отличие от индикаторной бумаги, современные электронные приборы – рН-метры – измеряют рН с точностью до двух знаков после запятой.

** Более строго водородный показатель определяется следующим образом: рН раствора равен обратному логарифму от концентрации ионов водорода в этом растворе.

Не все наши читатели уже знакомы с логарифмами, поэтому коротко объясним, что это такое. Десятичный логарифм числа а, т.е. логарифм по основанию 10 (обозначение log₁₀а или lgа), показывает, в какую степень надо возвести число 10 (основание логарифма), чтобы получить число а.

Например,
lg100 = 2 (поскольку 10 2 = 100),
lg1000 = 3,
lg10 = 1,
lg1 = 0 (поскольку 10 0 = 1), и т.д.

Логарифмы обладают многими полезными свойствами, необходимыми для сложных вычислений. Среди них два важных соотношения:

рН = – lg 5,1·10 –3 = – (lg 5,1 + lg10 –3 ).

Для второго члена этой суммы можно применить другое свойство логарифмов:

рН = – (lg 5,1 + lg10 –3 ) = – (lg 5,1 – 3 lg10), или
рН = 3 – lg 5,1.

С помощью инженерного калькулятора можно вычислить значение lg 5,1 = 0,7. Отсюда рН = (3 – 0,7) = 2,7.

Область применения водородного показателя очень широка: это не только аналитическая химия, но и пищевая промышленность, экология, биология, медицина. Например, рН свежего молока должен быть в интервале 6,6–6,9. Речная и водопроводная вода имеют рН немного меньше 7. В морской воде среда слабощелочная (рН = 8). Кровь человека должна сохранять значение рН в очень узком интервале: 7,35–7,45. Изменение на 0,1–0,2 единицы рН может иметь тяжелые последствия для здоровья. Косметические и моющие средства проходят проверку на оптимальное значение рН для того, чтобы при их использовании не страдала кожа.

** Но как вычисляют рН в растворах слабых кислот и оснований? Ведь в этом случае распад на ионы происходит не полностью. Например, в растворе слабой кислоты концентрация ионов H + уже не будет равна концентрации самой кислоты. Здесь на помощь приходит закон разбавления Оствальда для слабых электролитов (см. предыдущий параграф). Константа диссоциации К_д и степень диссоциации α слабых электролитов связаны соотношением:

В этом выражении можно умножить левую и правую части на концентрацию С:

Но дело в том, что αС = [H + ] (здесь мы рассматриваем пример слабой кислоты). Поэтому можно записать:

10.7. (НГУ). Рассчитайте рН а) 0,05 М раствора серной кислоты, б) 0,1 М раствора гидроксида калия. Как изменится рН этих растворов при разбавлении в 10 раз?

10.8. Имеется раствор соляной кислоты с рН = 5. Какова концентрация ионов водорода в таком растворе? Раствор разбавили в 10 раз – каким станет его рН? Раствор разбавили еще в 10 раз – каков теперь рН раствора? Если полученный раствор разбавить еще в 10 раз, сможет ли он стать щелочным?

10.9. (НГУ). В 200 мл раствора NaOH содержится 1,204·10 21 ионов натрия. Рассчитайте рН раствора. Как изменится значение рН при добавлении к этому раствору 100 мл 0,05 М раствора HCl?

10.10. (НГУ). Между собой реагируют 2,0 г водорода и 2,0 г хлора. Образовавшийся газ поглощается в 560 мл H₂O (без изменения объема раствора). Определите рН полученного раствора.

** 10.12. (НГУ). Рассчитайте рН раствора, полученного при количественном взаимодействии 100 мл 0,01 М водного раствора сероводорода с газообразным хлором, который при Р = 1 атм и t о = 25 о С занимает объем 97,8 мл. Указание: объем раствора не меняется, образующиеся кислоты диссоциируют полностью.

Источник

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода является практически незаменимым растворителем в экспериментальной и прикладной химии, поэтому необходимо изучение ее свойств. Остановимся на таких понятиях как ионное произведение воды и водородный показатель pH.

Ионное произведение воды

При определенных условиях, вода может вести себя как акцептор протонов (в присутствии кислоты) или как донор протонов (в присутствии основания). Интересной особенностью воды является то, что она может подвергаться процессу самодиссоциации (автоионизации), т.е. быть одновременно и донором и акцептором протонов по отношению к самой себе.

Эта реакция – самопроизвольная диссоциация, осуществляется в небольшой степени. Ее можно упростить, если H₃O + заменить на H +

H₂O ↔ H + + OH —

Запишем выражение для константы равновесия, опираясь на закон действия масс:

K = [H + ]·[OH — ]/[H₂O]

Концентрацию воды, принято исключать из данного выражения, вследствие ее практически постоянного значения в разбавленных растворах. Получаем новую константу равновесия K_Н2О, которая называется ионным произведением воды:

K_Н2О = [H + ]·[OH — ]

При повышении температуры ионное произведение воды сильно возрастает.

Полученное выражение применимо не только к чистой воде, но и к растворам.

Водородный показатель pH

Кислотно – основные свойства растворов определяются величиной концентрации ионов водорода или гидроксила. Мы уже знаем, что ионное произведение воды при определенной температуре постоянно, а [H + ] и [OH — ] — переменные, и по их величинам можно говорить о кислотности или щелочности раствора.

При нейтральном характере раствора, т.е. при равенстве концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов [H + ] = [OH — ], получаем следующее выражение:

Увеличение или уменьшение концентраций иона водорода или гидроксид — иона меняет характер среды.

Таким образом, в растворах с различным характером среды, при температуре 25ºС, выполняются следующие условия:

Следует помнить, что не зависимо от характера среды, в водных растворах всегда существуют оба иона.

Выражение характера среды данным способом информативно, но сопряжено с некоторыми трудностями в случае выражения небольших значений концентрации иона водорода.

Более удобно пользоваться водородным показателем pH.

Водородный показатель pH — это отрицательный логарифм концентрации ионов водорода

Отметим, что изменению [H + ] в 10 раз соответствует изменение pH всего на 1 единицу.

Противоположный водородному показатель — показатель основности раствора рОН

pH и pOH нейтрального раствора равен 7:

На следующем рисунке наглядно показано зависимость характера среды от величины pH

Активность ионов водорода и гидроксид-ионов

Все рассмотренные нами представления об ионном произведении воды справедливы для случая диссоциации химически чистой воды. Если же равновесные концентрации H + или ОH — составляют большие величины, то ионное произведение воды выражается через активности ионов водорода и гидроксид-ионов:

где a_H + и a_OH — — соответственно активности ионов водорода и ионов гидроксила;

K ` _H2O — истинная константа, значение которой не зависит от величины ионной силы раствора.

Для определения характера среды раствора существует много методов, самый простой из них – применение индикаторов. Далее приведены некоторые индикаторы и зависимость изменения их окраски от концентрации ионов водорода.

Источник

Водородный и гидроксильный показатели (рН и рОН)

Вода является очень слабым электролитом. Её электролити­ческая диссоциация (правильно – ионизация) выражается равновесием

Н₂О + Н₂О Н₃О + + ОН –

Количественно процесс электролитической диссоциации воды характеризуется константой равновесия. Константа равновесия электролитической диссоциации воды, определённая по электрической проводимости при 22 °С, равна:

Равновесную концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной её исходной молярной концентрации, то есть количеству молей воды в 1 л:

Так как = 18 г/моль, то [Н₂О] = = 55,56 моль/л = const.

Объединив посто­янные величины К_д и [Н₂О], получим новую постоянную величину, кото­рая называется ионным произведением воды:

= К_д [Н₂О] = [Н + ][ОН – ] = соnst.

Константа ионизации воды может быть определена по за­кону разбавления Оствальда:

Ионное произведение воды – или К_W, – величина постоян­ная (при данной температуре) для воды и вод­ных растворов и равная произведению равновесных концентраций ио­нов водорода и гидроксид-ионов.

Постоянство ионного произведения воды означает, что в лю­бом водном растворе – нейтральном, кислотном или щелочном – имеются и ионы водорода, и гидроксид-ионы, причём произ­ведение равновесных концентраций этих ионов равно величине при данной температуре. Это позволяет рассчитывать концентра­цию ионов Н + и ОН – в любых водных растворах, используя следующие соотношения:

[Н + ] = [ОН – ] =

Значения возрастают при увеличении температуры.

Т, °С
· 10 14	0,13	1,0	3,1	5,6	7,4

В воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, и при 22 °С их значения равны:

[Н + ] = [ОН – ] = = = 10 –7 моль/л.

Реакция среды* определяется тем ионом (Н + или ОН – ), концентрация которого в водном растворе преобладает. Для характеристики кислотности водных растворов принято использовать величину мо­лярной концентрации в них ионов водорода [Н + ].

Нейтральная среда характеризуется равенством концен­траций ионов водорода и гидроксид-ионов:

[Н + ] = [ОН – ] = 1,0 ·10 –7 моль/л (при 22 о С).

Кислотная среда характеризуется:

[Н + ] > [ОН – ], то есть [Н + ] >10 –7 моль/л.

Щелочная среда характеризуется:

[Н + ] – ], то есть [Н + ] –7 моль/л.

На практике водную среду принято характеризовать не молярной концентрацией ионов водорода, а водородным показателем рН** (читается «пэ-аш»), который является безразмерной величиной.

Водородный показатель – это количественная характеристика кислотности водной среды, равная отрицательному десятичному лога­рифму молярной концентрации ионов водорода:

Иногда для характеристики водной среды наряду с водород­ным показателем используют гидроксильный показатель рОН:

В любой водной среде [Н + ][ОН – ] = 1,0 · 10 –14 (при 22 °С).

Ло­гарифмируя это выражение, получаем:

lg[Н + ] + lg[ОН – ] = –14 или рН+ рОН= 14.

В нейтральной среде водородный показатель равен:

рН =–lg[H + ] = –lg10 –7 = 7.

В разбавленных водных растворах ве­личина рН может быть

Пример 5. Вычислите значения pH и pOH 0,0004 М раствора HNO₃.

Азотная кислота является сильным электролитом и диссоциирует в воде практически полностью согласно уравнению

pOH = 14 – рН = 14 – 3,4 = 10,6.

Пример 6.Рассчитайте величину pH 0,01 М раствора NaOH.

Гидроксид натрия – сильное основание, практически полностью диссоциирующее в воде согласно уравнению

[OH – ] = [NaOH] = 0,01 моль/л.

Концентрацию ионов водорода найдём, воспользовавшись ионным произведением воды:

[H + ] = = = 10 –12 (моль/л).

Пример 7. Рассчитайте величину рН и степень электролитической диссоциации 1,5 М водного раствора аммиака.

В водном растворе аммиака устанавливается равновесие:

NH₃ + H₂O NH₃ · H₂O NH₄ + + OHˉ,

константа которого равна:

[H + ] = = = 2 ∙ 10 –12 (моль/л).

Гидролиз солей

Водные растворы средних (нормальных) солей показывает щелочную, кислотную или нейтральную реакцию, хотя они не содержат ни водородных, ни гидроксидных ионов. Объяснение этого факта – в химическом взаимодействии солей с водой.

СН₃СОО – + Н + СН₃СООН;

Суммарное уравнение одновременно протекающих процессов (реакций) имеет вид:

Это уравнение показывает, что в результате образования слабого электролита (уксусной кислоты) смещается химическое равновесие диссоциации воды и создаётся избыток гидроксид-ионов, поэтому реакция раствора щелочная.

Гидролизом*солей называется обменное взаимодействие их ионов с молекулами воды, приводящее к образованию малодиссоциирующих электролитов.

Гидролиз солей происходит в тех случаях, когда образующиеся в результате электролитической диссоциации ионы, способны образовывать с водой слабые (малодиссоциирующие) электролиты.

Выделяют три типа гидролиза: гидролиз по аниону, гидролиз по катиону и гидролиз по катиону и аниону.

Уравнения реакций гидролиза можно составить в трёх формах:

— сокращённая ионно-молекулярная форма наиболее наглядна, она показывает, какой ион (катион или анион) взаимодействует с водой, какой слабый электролит образуется и какова реакция раствора;

— полная ионно-молекулярная форма отличается от сокращённой, наличием в левой и правой частях уравнения химических формул ионов, не претерпевающих в результате гидролиза изменений;

— молекулярную форму легко получить из полной ионно-молеку-лярной формы, соединяя ионы в молекулы с учётом знаков их заряда.

Пример 1. Для солей: а) NaHS; б) Na₂S; в) AlCl₃; г) СН₃СООNН₄; д) NaCl; е) Al₂S₃, которые подвергаются гидролизу, составьте уравнения соответствующих реакций в сокращённой, полной ионно-молекулярной и молекулярных формах. Укажите реакцию водных растворов этих солей.

а)Гидросульфид NaHS – соль, состоящая из катиона сильного основания (гидроксида натрия NаОН) и аниона слабой (сероводородной Н₂S) кислоты. В этом случае гидролиз идёт по аниону:

Это уравнение реакции в сокращённой ионно-молекулярной форме. Оно показывает, что в растворе увеличивается концентрация гидроксид-ионов, следовательно, реакция раствора данной соли щелочная (рН > 7).

Допишем к левой и правой частям этого уравнения реакции формулы ионов натрия, присутствующие в растворе, и получим уравнение в полной ионно-молекулярной форме:

Уравнение реакции гидролиза соли в молекулярной форме имеет вид:

NaHS + Н₂О Н₂S +NaOH.

б) Сульфид натрия Na₂S – соль, состоящая из катиона сильного основания NaOH и аниона слабой двухосновной кислоты Н₂S.

Гидролиз солей, состоящих из анионов слабых многоосновных кислот и катионов сильных оснований, происходит ступенчато (соответственно обратному процессу – ступенчатой электролитической диссоциации кислот) и при этом образуются кислотные соли (точнее, их анионы).

В данном случае гидролиз идёт в две ступени.

I ступень. С молекулами воды взаимодействуют анионы слабой кислоты – сульфид-ионы:

Na₂S + Н₂О NaHS + NaOH.

NaHS + Н₂О Н₂S + NaOH.

В результате гидролиза Na₂S в растворе увеличивается концентрация гидроксид-ионов, следовательно, реакция раствора щелочная (рН > 7).

в)Хлорид алюминия АlCl₃ – соль, состоящая из катиона слабого трёхкислотного основания (амфотерного гидроксида) Al (OH)₃ и аниона сильной хлороводородной кислоты НСl. В этом случае гидролиз идёт по катиону. Процесс в принципе может идти в три ступени. При гидролизе солей, состоящих из катионов слабого многокислотного основания и аниона сильной кислоты, образуются оснόвные соли (точнее, их катионы).

I ступень. С молекулами воды взаимодействует катион слабого основания Al 3+ :

Al 3+ + Н₂О AlOH 2+ + H + ;

Al 3+ + 3Cl – + Н₂О AlOH 2+ + 2Cl – + H + + Cl – ;

АlCl₃ + Н₂О AlOHCl₂ + HCl.

II ступень. С водой взаимодействует катион более слабого, чем гидроксид алюминия (см. приложение 4) основания AlOH 2+ :

AlOH 2+ + Н₂О Al(OH)₂ + + Н + ;

AlOH 2 + 2Cl – + Н₂О Al(OH)₂ + + Cl – + Н + + Cl – ;

AlOHCl₂ + Н₂О Al(OH)₂Cl + НCl.

III ступень – реакция практически не идёт (ввиду накопления ионов водорода процесс согласно принципу Ле Шателье подавляется). Однако разбавление раствора и повышение температуры усиливают гидролиз. И поэтому можно записать уравнение реакции гидролиза данной соли по третьей ступени.

Al(OH)₂ + + Н₂О Al(OH)₃ + Н + ;

Al(OH)₂ + + Cl – + Н₂О Al(OH)₃ + Н + + Cl – ;

Al(OH)₂Cl + Н₂О Al(OH)₃ + НCl.

СН₃СОО – + NН₄ + + Н₂О СН₃СООН + NН₃ · Н₂О*.

е)Сульфид алюминия Al₂S₃ – соль, состоящая из катиона слабого основания и аниона слабой кислоты.

Реакции гидролиза, как правило, обратимы (обратные гидролизу солей реакции – это реакции нейтрализации слабых кислот и слабых оснований).

Необратимо происходит гидролиз тех солей, продукты, реакции которых являются нерастворимыми или газообразными веществами. В уравнении реакции необратимого гидролиза, который идёт практически до конца, ставится знак равенства.

Необратимо гидролизующиеся соли невозможно получить реакциями обмена ионов в водных растворах.

В результате гидролиза сульфида алюминия образуются гидроксид алюминия и сероводород, которые уходят из сферы реакции:

при этом концентрация ионов аммония должна быть в 2 раза больше, чем исходная концентрация соли:

с (NH₄ + ) = 0,01 моль/л ∙ 2 = 0,02 моль/л.

Поскольку данная соль, состоит из катиона, соответсвующего слабому основанию NH₃·Н₂О и аниона сильной кислоты H₂SO₄, то она подвергается гидролизу по катиону с образованием слабого основания:

Рассчитаем константу гидролиза (К_h) данной соли (для этого с целью упрощения соответствующего выражения введём в числитель и знаменатель равновесную концентрацию гидроксид-ионов):

К_h = = =

Доля подвергшихся гидролизу веществ, в частности солей, называется степенью гидролиза (h): 0 + ] = x моль/л, тогда, исходя из уравнения реакции гидролиза,

= [H + ] = x моль/л.

Упростим выражение ( ).

[H + ] = 3,34 ∙ 10 –6 ; pH = –lg [H + ] = –lg(3,34 ∙ 10 –6 ) = 5,48.

Источник