1
Równowagi w roztworach
elektrolitów
ci
ą
g dalszy
Autodysocjacja wody
• W wodzie istnieją wiązania atomowe spolaryzowane
O-H. Dipole wody działają wzajemnie na siebie...
H
H
O
H
H
O
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
H
H
O
H
+
H
O
-
−
+
+
→
←
OH
O
H
O
2H
3
2
2
Autodysocjacja wody (2)
−
+
+
→
←
OH
O
H
O
2H
3
2
2
2
3
2
O
H
OH
O
H
w
O]
[H
]
[OH
]
O
[H
K
2
3
−
+
⋅
≈
⋅
=
−
+
a
a
a
jon
hydroniowy
jon
hydroksylowy
w
w
k
const
O
H
OH
O
H
K
=
=
⋅
≈
⋅
+
−
]
[
]
[
]
[
3
2
2
55,56
mol·dm
-3
iloczyn jonowy wody
Iloczyn jonowy wody
[
]
[ ]
k
w
=
⋅
=
+
−
−
H O
OH
C
3
10
25
14
o
5,474
2,917
1,468
1,008
0,681
0,292
0,113
60
50
40
30
20
10
0
Temperatura
[
°
C]
10
-14
·k
w
[
]
[ ]
−
=
−
=
+
−
log
log
H O
OH
3
pH
pOH
wykładnik jonów wodorowych
(Sorensen, 1909)
3
Wykładnik jonów wodorowych
• W
ka
Ŝ
dym
roztworze wodnym
zawsze
ustala si
ę
równowaga
wynikaj
ą
ca z autodysocjacji wody
– Jony H
+
nie istniej
ą
samodzielnie w
roztworze, gdy
Ŝ
pojedynczy proton
wytwarza bardzo silne pole elektryczne i
jest zawsze otoczony przez dipole wody
[H
3
O
+
]·[OH
-
] = k
w
=10
-14
pH + pOH = pkw = 14
Równowagi w roztworach elektrolitów (II)
Kwasy i zasady (1)
Arrhenius (1887):
Kwasy
- w czasie dysocjacji odszczepiaj
ą
jon H
+
:
HR
H
R
← →
+
+
−
W ten sposób łatwo wytłumaczy
ć
wła
ś
ciwo
ś
ci
kwasów mineralnych i organicznych:
HCl
H
Cl
HNO
H
NO
CH COOH
H
CH COO
3
3
3
3
← →
+
← →
+
← →
+
+
−
+
−
+
−
4
Dysocjacja wielostopniowa
(Arrhenius)
• Teoria Arrheniusa pozwala równieŜ opisać wieloetapową
dysocjację kwasów wieloprotonowych:
−
+
−
−
+
+
→
←
+
→
←
2
3
3
3
3
2
2
2
CO
H
HCO
HCO
H
CO
H
O
H
O
H
...)
3
2
(1
(3)
(2)
(1)
2
2
2
2
3
3
2
2
2
2
1
1
+
+
+
→
←
+
→
←
+
→
←
+
→
←
−
+
−
−
+
−
−
−
−
+
−
−
−
−
+
n
O
H
n
n
O
H
n
n
O
H
n
n
O
H
n
R
nH
R
H
R
H
H
R
H
R
H
H
R
H
R
H
H
R
H
ogólnie:
Kwasy i zasady (2)
(Arrhenius)
Zasady
- w czasie dysocjacji odszczepiaj
ą
jon OH
-
:
MeOH
Me
OH
← →
+
+
−
W oparciu o teori
ę
Arrheniusa mo
Ŝ
na łatwo wytłumaczy
ć
wła
ś
ciwo
ś
ci zasadowe wodorotlenków metali:
NaOH
Na
OH
Ba(OH)
Ba
OH
2
← →
+
← →
+
+
−
+
−
2
2
5
Reakcja kwasowo-zasadowa
(Arrhenius)
Reakcja zoboj
ę
tnienia
Reakcja zoboj
ę
tnienia (kwasowo-zasadowa) polega
na wytworzeniu z pary jonów H
+
(H
3
O
+
) i OH
-
słabo
zdysocjowanej cz
ą
steczki wody:
HR
MeOH
MeR
H O
H + R
Me + OH
Me + R
H O
2
+
-
+
-
+
-
2
+
→
+
+
→
+
(
)
(
)
sól
sól
HCl
NaOH
NaCl
H O
H + Cl
Na + OH
Na + Cl
H O
2
+
-
+
-
+
-
2
+
→
+
+
→
+
(
)
(
)
sól
sól
H
OH
H O
2
+
−
+
→
(H O
OH
2H O)
3
2
+
−
+
→
Teoria Arrheniusa nie pozwala wyłumaczy
ć
wła
ś
ciwo
ś
ci niektórych cz
ą
steczek i jonów ...
Roztwory kwa
ś
ne i zasadowe
♥
Je
ś
li [H
3
O
+
] > [OH
-
], czyli pH<7, a roztwór
ma
odczyn kwa
ś
ny
♥
Je
ś
li [H
3
O
+
] < [OH
-
], czyli pH>7, a roztwór
ma
odczyn zasadowy
♥
Je
ś
li [H
3
O
+
] = [OH
-
], czyli pH=7, a roztwór
ma
odczyn oboj
ę
tny
6
Kwasy i zasady (4)
J.N.Brønsted - T.M Lowry (1923):
Kwasy
- w reakcji oddaj
ą
proton (s
ą
donorami protonów)
Zasady
- w reakcji przyjmuj
ą
proton
(s
ą
akceptorami protonów)
Johannes
Niklaus
Brrnsted
1879-1949
Thomas
Martin
Lowry
1874-1936
HA
Z
A
HZ
+ ← →
+
−
+
kwas I
zasada I
zasada II
kwas II
Kwas I
i
zasada I
oraz
kwas II
i zasada II
– stanowi
ą
sprz
ęŜ
one pary kwas-zasada
Kwasy i zasady (5)
(Brønsted)
HCl
H O
H O
Cl
2
3
+
← →
+
+
−
kwas I
zasada II
kwas II
zasada I
HSO
H O
SO
H O
4
2
4
2
3
−
−
+
+
← →
+
kwas I
zasada II
zasada I
kwas II
H O
H O
H O
OH
2
2
3
+
← →
+
+
−
kwas I
zasada II
kwas II
zasada I
NH
H O
NH
OH
3
2
4
+
← →
+
+
−
zasada I
kwas II
kwas I
zasada II
HSO
H O
H SO
H O
4
-
3
+
2
4
2
+
← →
+
zasada I
kwas II
kwas I
zasada II
7
Równowagi w roztworach elektrolitów (II)
Przykłady zastosowa
ń
• Dysocjacja
mocnego kwasu
o st
ęŜ
eniu c
m
:
HR + H O
H O
R
m
2
3
m
→
+
+
−
c
m
→
0
c
m
c
m
poniewa
Ŝ α ≈
1, zatem st
ęŜ
enie jonów
wodorowych i jonów reszty kwasowej jest
równe pocz
ą
tkowemu st
ęŜ
eniu kwasu;
obliczenie pH jest bardzo łatwe ...
Dysocjacja elektrolitu mocnego
• Dysocjacja mocnego kwasu w jego roztworach:
HCl
H O
H O
Cl
2
H O
3
2
+
→
+
+
−
1
1
1
1
α
4
10
-4
10
-4
3
0,001 (10
-3
)
0,001 (10
-3
)
2
0,01 (10
-2
)
0,01 (10
-2
)
1
0,1 (10
-1
)
0,1 (10
-1
)
pH
[H
3
O
+
]=[Cl
-
]
stęŜenie kwasu
8
Dysocjacja elektrolitu słabego (1)
• Dysocjacja
słabego kwasu
o st
ęŜ
eniu c
s
:
HR + H O
H O
R
s
2
3
s
← →
+
+
−
c
s
-
α
·c
s
α
·c
s
α
·c
s
Ustala si
ę
równowaga dysocjacji, i mo
Ŝ
na
zastosowa
ć
prawo rozcie
ń
cze
ń
Ostwalda:
K
[H O ] [R ]
[HR ]
K
1-
; [H O ] =
3
s
s
2
3
=
⋅
=
⋅
⋅
+
−
+
;
α
α
α
c
c
Dysocjacja elektrolitu słabego (2)
• Dysocjacja słabego kwasu w jego roztworach:
−
+
+
→
←
+
COO
CH
O
H
O
H
COOH
CH
3
3
2
3
c
c
⋅
=
=
⋅
=
−
⋅
=
⋅
=
−
+
−
−
+
α
α
α
]
COO
CH
[
]
O
H
[
10
8
,
1
1
COOH]
[CH
]
COO
CH
[
]
O
H
[
3
3
5
2
3
3
3
d
K
0
0
2
2
=
−
⋅
+
=
−
⋅
+
⋅
c
K
c
K
K
K
c
d
d
d
d
α
α
α
α
dla
<< 1
α
α
α
K
c
K
c
d
d
≈
≈
2
9
Dysocjacja elektrolitu słabego (3)
• pH roztworów kwasu octowego
2,37
4,23· 10
-3
0,0042
1
0,344
0,125
0,0415
0,0133
α
4,46
3,44 · 10
-5
10
-4
3,90
1,25 · 10
-4
0,001 (10
-3
)
3,38
4,15· 10
-4
0,01 (10
-2
)
2,87
1,33· 10
-3
0,1 (10
-1
)
pH
[H
+
]=c·
α
[CH
3
COO
-
] =c·
α
st
ęŜ
enie
kwasu
Równowaga dysocjacji
• pH w funkcji st
ęŜ
enia
0.00001
0.0001
0.001
0.01
0.1
1
0
1
2
3
4
5
kwas octowy
kwas solny
C[M/dm
-3
]
pH
10
Równowagi w roztworach elektrolitów (II)
Efekt wspólnego jonu
• Je
Ŝ
eli w roztworze znajduj
ą
si
ę
dwa elektrolity o
wspólnym jonie, to nast
ę
puje cofni
ę
cie dysocjacji
słabego elektrolitu:
HR + H O
H O
R
HR + H O
H O
R
m
2
3
m
s
2
3
s
→
+
← →
+
+
−
+
−
St
ęŜ
enie jonów H
3
O
+
jest praktycznie równe st
ęŜ
eniu
mocnego elektrolitu, a poniewa
Ŝ
wyst
ę
puje we wzorze
na stał
ą
równowagi dysocjacji elektrolitu słabego,
wpływa na jego stopien dysocjacji.
Efekt wspólnego jonu (2)
• Efekt wspólnego jonu
– Je
ś
li w roztworze znajduje si
ę
równocze
ś
nie mocny
kwas (HCl) o st
ęŜ
eniu c
m
=0,1 M oraz słaby kwas
(CH
3
COOH) o st
ęŜ
eniu c
s
=0,1 M, to:
HCl
H O
H O
Cl
2
H O
3
2
+
→
+
+
−
CH COOH
H O
H O
CH COO
3
2
H O
3
3
2
+
←
→
+
+
−
K
c
c
c
c
c
c
CH COOH
H O
CH COO
CH COOH
m
CH COO
CH COOH
3
3
3
3
3
3
≈
⋅
≈
⋅
+
−
−
UWAGA! W rzeczywistości stęŜenie jonów wodorowych
jest sumą c
m
i stęŜenia jonów octanowych
11
Efekt wspólnego jonu (3)
• Stopień dysocjacji kwasu octowego w roztworze z
kwasem solnym i bez niego:
0,00376
0,00156
0,00018
0,00002
≅
α
, stopień
dysocjacji
0,0133
0,0133
0,0133
0,0133
α
dla
czystego
0,1
0,0001
0,1
0,001
0,1
0,01
0,1
0,1
c
s
c
m
Roztwory buforowe
Roztwory buforowe
maj
ą
zdolno
ść
utrzymywania pH roztworu na stałym poziomie
(w przybli
Ŝ
eniu).
Składaj
ą
si
ę
one z jednej lub kilku substancji, w
których istniej
ą
ca równowaga dysocjacji niweluje
dodatek silnego kwasu lub zasady.
Przykłady:
- mieszanina słabego kwasu i jego soli z mocn
ą
zasad
ą
(np.
CH
3
COOH i CH
3
COONa
);
- mieszanina słabej zasady i jej soli z mocnym
kwasem (np.
NH
4
OH i NH
4
Cl
);
- niektóre sole (np.
CH
3
COONH
4
);
- mieszanina dwóch soli (np.
KH
2
PO
4
i K
2
HPO
4
).
12
Mechanizm działania roztworu buforowego
K
c
c
c
c
c
c
CH COOH
H O
CH COO
CH COOH
H O
SÓL
KWAS
3
3
3
3
3
=
⋅
≈
⋅
+
−
+
c
c
c
c
CH COO
SÓL
CH COOH
KWAS
3
3
−
=
=
;
Bufor octanowy składa się z
kwasu octowego
i jego soli z
mocną zasadą
:
Kwas octowy jest elektrolitem słabym – jest zdysocjowany
częściowo, a sól – elektrolitem mocnym i zdysocjowanym
całkowicie. Zatem biorąc pod uwagę efekt wspólnego jonu
moŜna napisać w przybliŜeniu:
+
−
+
−
+
→
+
→
←
+
Na
COO
CH
COONa
CH
O
H
COO
CH
O
H
COOH
CH
3
3
3
3
2
3
Mechanizm działania roztworu buforowego
(2)
c
c
c
K
H O
KWAS
SÓL
CH COOH
3
3
+
≈
⋅
pH
pK
c
c
CH COOH
SÓL
KWAS
≈
+
3
log
Je
ś
li dodamy mocnego kwasu (przybywa jonów H
3
O
+
),
to dysocjacja kwasu ulegnie dalszemu cofni
ę
ciu, je
ś
li
mocnej zasady(przybywa jonów OH- ), jego dysocjacja
wzro
ś
nie (równowaga dysocjacji wody!).
pH zmieni si
ę
nieznacznie, gdy
Ŝ
oba st
ęŜ
enia s
ą
„pod logarytmem” ...
13
Działanie roztworu buforowego (3)
pH
pK
c
c
pK
CH COOH
CH COOH
SÓL
KWAS
≈
+
=
+ =
3
3
0
4 74
log
,
Bufor octanowy zawiera 1 m CH
3
COOH i 1 m CH3COONa,
jego pH wynosi zatem:
Je
Ŝ
eli dodamy
0,1 mola mocnego kwasu
(HCl),
to efekt b
ę
dzie taki, jakby st
ęŜ
enie soli zmalało,
a kwasu wzrosło:
pH
c
c
SÓL
KWAS
≈
+
−
+
=
−
=
4 74
0 1
0 1
4 74 0 08
4 66
,
log
,
,
,
,
,
Gdyby tak
ą
sam
ą
ilo
ść
kwasu doda
ć
do czystej wody,
pH zmieniłoby si
ę
z 7 na 1 ...
Działanie roztworu buforowego (4)
0.00
0.50
1.00
ilo
ść
mocnego kwasu [mol]
0
2
4
6
8
pH
bez buforu
z buforem
pojemność
roztworu
buforowego
1
14
Hydroliza soli
Hydroliza soli
• Hydroliza soli jest zjawiskiem związanym z reakcją jonów
powstałych z dysocjacji soli z wodą:
CH COONa + H O
CH COOH + NaOH
CH COONa
CH COO + Na
3
2
3
3
3
-
+
→
→
CH COO + H O + Na
CH COOH + OH + Na
3
-
2
+
3
-
+
← →
(sól jest elektrolitem mocnym i dysocjuje całkowicie,
woda jest elektrolitem słabym i dysocjuje częściowo)
zasada I
kwas II
kwas I
zasada II
zasada sodowa
jest elektrolitem mocnym i jest całkowicie
zdysocjowana, kwas octowy - elektrolit słaby - tylko
częściowo, zatem roztwór będzie miał odczyn
zasadowy ...
15
Hydroliza soli (2)
Stała równowagi reakcji hydrolizy:
K
c
c
c
c
h
OH
CH COOH
CH COO
H O
'
=
⋅
⋅
−
−
3
3
2
K c
K
c
c
c
c
c
h
H O
h
OH
CH COOH
H O
CH COO
H O
'
⋅
=
=
⋅
⋅
⋅
−
+
−
+
2
3
3
3
3
=
k
K
w
CH COOH
3
jeśli stęŜenie wody uznać za stałe oraz pomnoŜyć licznik i
mianownik przez stęŜenie jonów hydroniowych, to:
Skoro mo
Ŝ
na zdefiniowa
ć
stał
ą
hydrolizy, to mo
Ŝ
na
równie
Ŝ
okre
ś
li
ć
stopie
ń
hydrolizy
β
Hydroliza soli (3)
NH Cl
NH
Cl
NH
H O
Cl
NH
H O
Cl
4
4
4
2
3
3
→
+
+
+
← →
+
+
+
−
+
−
+
−
K c
c
c
c
c
c
k
K
h
H O
H O
NH
OH
NH
OH
w
NH OH
'
⋅
=
⋅
⋅
⋅
=
+
−
+
−
2
3
3
4
4
kwas I
zasada II zasada I
kwas II
kwas solny jest elektrolitem mocnym i jest całkowicie
zdysocjowany, zasada amonowa - elektrolit słaby - tylko
cz
ęś
ciowo, zatem roztwór b
ę
dzie miał odczyn
kwa
ś
ny ...
16
Hydroliza soli (4)
Czy mo
Ŝ
na obliczy
ć
pH
lub
pOH
roztworu soli po
jej hydrolizie ?
K
c
c
c
c
h
OH
CH COOH
CH COO
H O
'
=
⋅
⋅
−
−
3
3
2
c
c
K
c
OH
CH COO
h
CH COOH
−
−
=
⋅
3
3
c
c
c
c
c
CH COO
OH
CH COOH
s
OH
3
3
−
−
−
=
=
−
K
c
h
s
=
⋅
−
β
β
2
1
c
c
OH
s
−
= ⋅
β
Hydroliza soli (5)
Jaki jest odczyn 0,1 M roztworu CH
3
COONa ?
Przyjmijmy warto
ść
stałej dysocjacji 1·10
-5
;
wówczas warto
ść
stałej hydrolizy wynosi 1·10
-9
Je
ś
li stopie
ń
hydrolizy
β
jest niewielki, mo
Ŝ
emy
skorzysta
ć
z uproszczonego wzoru:
β
≈
=
=
−
−
K
c
h
s
10
0 1
10
9
4
,
wówczas c
OH
-
= 10
-4
·0,1=10
-5
; pOH wynosi 5, czyli pH=9
17
Hydroliza soli (6)
NaCl
Na
Cl
Na
H O
Cl
Na
H O
Cl
2
+
2
→
+
+
+
← →
+
+
+
−
+
−
−
chlorek sodowy jest solą
mocnej zasady NaOH
i
mocnego
kwasu HCl
, które są całkowicie zdysocjowane. Sól nie
ulega hydrolizie, a odczyn jej roztworu jest
obojętny
...
zale
Ŝ
y od K
d
kwasu i
zasady
zasadowy
kwa
ś
ny
obojetny
odczyn
UWAGA !
dotyczy
kwasów i
zasad
dyso-
cjuj
ą
cych
jednostop-
niowo
hydroliza
zasada
kwas
zachodzi
słaby
słaba
zachodzi
mocna
słaby
zachodzi
słaba
mocny
brak
mocna
mocny
Hydroliza soli (7)
Jaki odczyn maj
ą
wodorosole, sole słabych
kwasów i mocnych zasad?
Zasadowy ???
Przypadki trochę bardziej skomplikowane
Dysocjacja kwasu węglowego:
−
−
+
−
+
⋅
=
+
→
←
⋅
=
+
→
←
−
+
−
−
+
3
2
3
3
3
2
3
3
HCO
CO
O
H
2
2
3
3
3
CO
H
HCO
O
H
1
3
3
3
2
K
CO
O
H
HCO
K
HCO
O
H
CO
H
a
a
a
a
a
a
K
1
=4,3·10
-7
K
2
=5,6·10
-11
Dysocjacja wodorowęglanu sodowego NaHCO
3
:
NaHCO
Na
HCO
3
3
→
+
+
−
18
Hydroliza soli (8)
Przypadki skomplikowane
H CO
OH
HCO
H O
H O
CO
2
3
3
2
3
3
2
+
←
→
+
←
→
+
−
−
+
−
hydroliza
dysocjacja
moŜliwe są dwie reakcje “konkurencyjne”
K
k
K
h
w
=
=
⋅
=
⋅
−
−
−
1
14
7
8
10
4 3 10
2 3 10
,
,
K
K
dys
=
=
⋅
−
2
11
5 6 10
,
PoniewaŜ K
dys
<< K
h
(3 rzędy!), a obie stałe mają taki
sam mianownik, przewaŜa hydroliza i roztwór ma
odczyn zasadowy
...
Hydroliza soli (9)
Przypadki skomplikowane
Dysocjacja wodorosiarczanu (IV) sodowego NaHSO
3
:
NaHSO
Na
HSO
3
3
→
+
+
−
Dysocjacja kwasu siarkowego (IV):
−
−
+
−
+
⋅
=
+
→
←
⋅
=
+
→
←
−
+
−
−
+
3
2
3
3
3
2
3
3
HSO
SO
O
H
2
2
3
3
3
SO
H
HSO
O
H
1
3
3
3
2
K
SO
O
H
HSO
K
HSO
O
H
SO
H
a
a
a
c
a
a
K
1
=1,7·10
-2
K
2
=6,2·10
-6
19
Hydroliza soli (10)
Przypadki skomplikowane
H SO
OH
HSO
H O
H O
SO
2
3
3
2
3
3
2
+
←
→
+
←
→
+
−
−
+
−
hydroliza
dysocjacja
moŜliwe są dwie reakcje “konkurencyjne”
K
k
K
h
w
=
=
⋅
=
⋅
−
−
−
1
14
2
13
10
1 7 10
5 9 10
,
,
K
K
dys
=
=
⋅
−
2
6
6 2 10
,
PoniewaŜ K
dys
>> K
h
(7 rzędów!), a obie stałe mają taki
sam mianownik, przewaŜa dysocjacja i roztwór ma
odczyn kwaśny ...
Jak z tego widać, nawet sól
mocnej zasady
i
słabego
kwasu
moŜe mieć
odczyn kwaśny
...
Zwi
Zwi
Zwi
Zwiąąąązki trudno rozpuszczalne w wodzie
zki trudno rozpuszczalne w wodzie
zki trudno rozpuszczalne w wodzie
zki trudno rozpuszczalne w wodzie
Wodorotlenki
Dobrze rozpuszczalne w wodzie
tylko wodorotlenki 1 i 2 grupy
układu okresowego oraz NH
4
+
Kwasy
Większość dobrze rozpuszczalna, z
wyjątkiem kwasów krzemu i
niektórych kwasów organicznych
Sole dobrze
Większość soli Na
+
, K
+
, NH
4
+
,
rozpuszczalne
wszystkie azotany (VI), chlorki z
wyjątkiem AgCl, PbCl
2
, Hg
2
Cl
2
siarczany (VI) z wyjątkiem BaSO
4
,
SrSO
4
, CaSO
4
,
Sole trudno
Siarczki, węglany, fosforany (V) –
rozpuszczalne
rozpuszczalne tylko sole Na+, K+,
NH
4
; wodorosole rozpuszczają
się w wodzie
20
Rozpuszczalno
Rozpuszczalno
Rozpuszczalno
Rozpuszczalność
ść
ść
ść
Roztwór nasycony – osiągający najwyŜsze
mozliwe stęŜenie (w danej temperaturze)
Rozpuszczalnością związku nazywamy
stęŜenie roztworu nasyconego
Roztwór nasycony pozostaje zazwyczaj w
stanie równowagi ze swoim osadem (dotyczy
związków trudno rozpuszczalnych w wodzie)
Iloczyn rozpuszczalno
Iloczyn rozpuszczalno
Iloczyn rozpuszczalno
Iloczyn rozpuszczalnośśśści
ci
ci
ci
AB
A
B
s
( )
← →
+
+
−
L
A
B
=
⋅
+
−
[
] [
]
zgodnie z zasadami pisania stałych równowagi, uznajemy
stęŜenie (aktywność) substancji stałej (czysta faza) za
niezmienne, stęŜenia jonów pozostających w równowadze z
osadem są zmienne, zatem stała równowagi jest następująca:
Tę stałą równowagi nazywamy
iloczynem rozpusz-
czalności
i jest ona zaleŜna tylko od temperatury ...
−
+
⋅
=
B
A
AB
a
a
L
21
Iloczyn rozpuszczalno
Iloczyn rozpuszczalno
Iloczyn rozpuszczalno
Iloczyn rozpuszczalnośśśści (2)
ci (2)
ci (2)
ci (2)
• Iloczyn rozpuszczalności obejmuje aktywności
podniesione do odpowiednich wykładników
(współczynników stechiometrycznych)
AB
A
B
s
( )
← →
+
+
−
L
A
B
=
⋅
+
−
[
] [
]
A B
A
B
s
2
2
( )
← →
+
+
−
L
A
B
=
⋅
+
−
[
] [
]
2
A B
A
B
s
2
3
2
3
( )
← →
+
+
−
L
A
B
=
⋅
+
−
[
] [
]
2
3
AB
A
B
s
3
3
( )
← →
+
+
−
L
A
B
=
⋅
+
−
[
] [
]
3
Iloczyn rozpuszczalno
Iloczyn rozpuszczalno
Iloczyn rozpuszczalno
Iloczyn rozpuszczalnośśśści a rozpuszczalno
ci a rozpuszczalno
ci a rozpuszczalno
ci a rozpuszczalność
ść
ść
ść
AB
A
B
← →
+
+
−
L
A
B
x
=
⋅
=
+
−
[
] [
]
2
Jeśli rozpuszczalność oznaczymy przez x, to pomiędzy
rozpuszczalnością, a iloczynem rozpuszczalności zachodzi
związek, zaleŜny od rodzaju soli:
x
L
=
x
x
Znajomość iloczynu rozpuszczalności pozwala na
obliczenie rozpuszczalności i na odwrót
22
Iloczyn rozpuszczalno
Iloczyn rozpuszczalno
Iloczyn rozpuszczalno
Iloczyn rozpuszczalnośśśści a rozpuszczalno
ci a rozpuszczalno
ci a rozpuszczalno
ci a rozpuszczalność
ść
ść
ść (2)
(2)
(2)
(2)
A B
A
B
s
2
2
2
( )
← →
+
+
−
x
L
=
4
3
L
A
B
x
x
x
=
⋅
=
⋅ =
+
−
[
] [
] (
)
2
2
2
3
2
4
2x
x
A B
A
B
s
2
3
3
2
2
3
( )
← →
+
+
−
L
A
B
x
x
x
=
⋅
=
⋅
=
⋅
+
−
[
] [
]
(
)
(
)
3
2
2
3
2
3
5
2
3
108
2x
3x
x
L
=
108
5
Iloczyn rozpuszczalno
Iloczyn rozpuszczalno
Iloczyn rozpuszczalno
Iloczyn rozpuszczalnośśśści a rozpuszczalno
ci a rozpuszczalno
ci a rozpuszczalno
ci a rozpuszczalność
ść
ść
ść (3)
(3)
(3)
(3)
AB
A
B
s
3
3
3
( )
← →
+
+
−
L
A
B
x
x
x
=
⋅
= ⋅
=
+
−
[
] [
]
(
)
3
3
3
4
3
27
x
L
=
27
4
23
Wsp
Wsp
Wsp
Wspóóóólny jon a rozpuszczalno
lny jon a rozpuszczalno
lny jon a rozpuszczalno
lny jon a rozpuszczalność
ść
ść
ść
AgCl
Ag
Cl
← →
+
+
−
L
x
Ag
Cl
=
=
⋅
= ⋅
+
−
−
2
10
1 10
[
] [
]
x
Ag
Cl
L
=
=
=
=
+
−
−
[
]
[
]
10
5
Je
Je
Je
Jeśśśśli po ustaleniu si
li po ustaleniu si
li po ustaleniu si
li po ustaleniu sięęęę rrrróóóównowagi do roztworu nasyconego soli trudno
wnowagi do roztworu nasyconego soli trudno
wnowagi do roztworu nasyconego soli trudno
wnowagi do roztworu nasyconego soli trudno
rozpuszczalnej dodamy elektrolitu dobrze rozpuszczalnego o jonie
rozpuszczalnej dodamy elektrolitu dobrze rozpuszczalnego o jonie
rozpuszczalnej dodamy elektrolitu dobrze rozpuszczalnego o jonie
rozpuszczalnej dodamy elektrolitu dobrze rozpuszczalnego o jonie
wsp
wsp
wsp
wspóóóólnym, to nast
lnym, to nast
lnym, to nast
lnym, to nastąąąąpi zmniejszenie rozpuszczalno
pi zmniejszenie rozpuszczalno
pi zmniejszenie rozpuszczalno
pi zmniejszenie rozpuszczalnośśśści:
ci:
ci:
ci:
Po dodaniu 0,01 mola NaCl:
L
Ag
Cl
=
⋅
= ⋅
+
−
−
[
] [
]
1 10
10
x
Ag
L
Cl
=
=
=
=
+
−
−
−
−
[
]
[
]
10
10
10
10
2
8
Obecno
Obecno
Obecno
Obecność
ść
ść
ść wsp
wsp
wsp
wspóóóólnego jonu znacz
lnego jonu znacz
lnego jonu znacz
lnego jonu znacząąąąco obni
co obni
co obni
co obniŜŜŜŜa rozpuszczalno
a rozpuszczalno
a rozpuszczalno
a rozpuszczalność
ść
ść
ść zwi
zwi
zwi
zwiąąąązk
zk
zk
zkóóóów
w
w
w
trudno rozpuszczalnych
trudno rozpuszczalnych
trudno rozpuszczalnych
trudno rozpuszczalnych
Wsp
Wsp
Wsp
Wspóóóólny jon a rozpuszczalno
lny jon a rozpuszczalno
lny jon a rozpuszczalno
lny jon a rozpuszczalność
ść
ść
ść (2)
(2)
(2)
(2)
Fe OH
Fe
OH
(
)
3
3
3
← →
+
+
−
L
x
Fe
OH
=
=
⋅
= ⋅
+
−
−
27
1 10
4
3
3
33
[
] [
]
x
Fe
OH
L
=
=
=
=
⋅
+
−
−
[
]
[
]
,
3
4
9
3
27
2 47 10
Efekt wsp
Efekt wsp
Efekt wsp
Efekt wspóóóólnego jonu zale
lnego jonu zale
lnego jonu zale
lnego jonu zaleŜŜŜŜy od r
y od r
y od r
y od róóóównania dysocjacji (rozpuszczania)
wnania dysocjacji (rozpuszczania)
wnania dysocjacji (rozpuszczania)
wnania dysocjacji (rozpuszczania)
zwi
zwi
zwi
zwiąąąązku trudno rozpuszczalnego:
zku trudno rozpuszczalnego:
zku trudno rozpuszczalnego:
zku trudno rozpuszczalnego:
Po dodaniu 0,01 mola NaOH:
L
Fe
OH
=
⋅
= ⋅
+
−
−
[
] [
]
3
3
33
1 10
x
Fe
L
OH
=
=
=
=
+
−
−
−
−
[
]
[
]
3
3
33
6
27
10
10
10
Obecno
Obecno
Obecno
Obecność
ść
ść
ść wsp
wsp
wsp
wspóóóólnego jonu obni
lnego jonu obni
lnego jonu obni
lnego jonu obniŜŜŜŜa w tym przypadku rozpuszczalno
a w tym przypadku rozpuszczalno
a w tym przypadku rozpuszczalno
a w tym przypadku rozpuszczalność
ść
ść
ść
wodorotlenku
wodorotlenku
wodorotlenku
wodorotlenku ŜŜŜŜelaza (III) o 18 rz
elaza (III) o 18 rz
elaza (III) o 18 rz
elaza (III) o 18 rzęęęęddddóóóów !
w !
w !
w !
24
„„„„Obcy
Obcy
Obcy
Obcy”””” jon a rozpuszczalno
jon a rozpuszczalno
jon a rozpuszczalno
jon a rozpuszczalność
ść
ść
ść
• Czy dodatek soli, która nie ma wspólnego jonu
z osadem zmienia rozpuszczalność soli ?
• Tak, gdyŜ zmianie ulega siła jonowa roztworu
– zmienia się zatem (zgodnie z prawem
Debeye’a – Hückla) średni współczynnik
aktywności
• Skoro ulega zmianie aktywność, to przy jej
wzroście maleje rozpuszczalność soli