Równowagi w roztworach elektrolitów ciąg dalszy Autodysocjacja wody " W wodzie istnieją wiązania atomowe spolaryzowane O-H. Dipole wody działają wzajemnie na siebie... - - + + - + O H O H - H + H - - + + O H O H 2H2O ! H3O+ + OH- H ł H 1 + - - + + - + + - - + - - + - + Autodysocjacja wody (2) jon 2H2O ! H3O+ + OH- ł hydroksylowy jon hydroniowy aH O+ " aOH [H3O+ ]"[OH-] - 3 Kw = H" 2 aH O [H2O]2 2 55,56 moldm-3 - Kw "[H2O]2 H" [OH ]"[H3O+ ] = const = kw iloczyn jonowy wody Iloczyn jonowy wody kw = H3O+ " OH- = 10- 14 25oC [ ] [ ] Temperatura 0 10 20 30 40 50 60 [C] 1,008 1,468 2,917 5,474 10-14kw 0,113 0,292 0,681 - log H3O+ = pH - log OH- = pOH [ ] [ ] wykładnik jonów wodorowych (Sorensen, 1909) 2 Wykładnik jonów wodorowych " W ka\dym roztworze wodnym zawsze ustala się równowaga wynikająca z autodysocjacji wody Jony H+ nie istnieją samodzielnie w roztworze, gdy\ pojedynczy proton wytwarza bardzo silne pole elektryczne i jest zawsze otoczony przez dipole wody [H3O+][OH-] = kw =10-14 pH + pOH = pkw = 14 Równowagi w roztworach elektrolitów (II) Kwasy i zasady (1) Arrhenius (1887): Kwasy - w czasie dysocjacji odszczepiają jon H+: HR! H+ + R- ł W ten sposób łatwo wytłumaczyć właściwości kwasów mineralnych i organicznych: HCl! H+ + Cl- ł - HNO3 ! H+ + NO3 ł CH3COOH! H+ + CH3COO- ł 3 Dysocjacja wielostopniowa (Arrhenius) " Teoria Arrheniusa pozwala równie\ opisać wieloetapową dysocjację kwasów wieloprotonowych: H2 + - H2CO3 !łO H + HCO3 ł - H2 + 2- HCO3 !łO H + CO3 ł ogólnie: H2 + HnR !łO H + Hn-1R- (1) ł H2 + Hn-1R- !łO H + Hn-2R2- (2) ł H2 + Hn-2R2- !łO H + Hn-3R3- (3) ł H2 + HnR !łO nH + Rn- (1+ 2 + 3 ...) ł Kwasy i zasady (2) (Arrhenius) Zasady - w czasie dysocjacji odszczepiają jon OH-: MeOH ! Me+ + OH- ł W oparciu o teorię Arrheniusa mo\na łatwo wytłumaczyć właściwości zasadowe wodorotlenków metali: NaOH ! Na+ + OH- ł Ba(OH)2 ! Ba2+ + 2OH- ł 4 Reakcja kwasowo-zasadowa (Arrhenius) Reakcja zobojętnienia Reakcja zobojętnienia (kwasowo-zasadowa) polega na wytworzeniu z pary jonów H+ (H3O+) i OH- słabo zdysocjowanej cząsteczki wody: HR + MeOH ł MeR(sól) + H2O ł H+ + R- + Me+ + OH- ł Me+ + R-(sól) + H2O ł HCl + NaOH ł NaCl(sól) + H O ł 2 + - + - + - H +Cl + Na + OH ł Na + Cl (sól) + H O ł 2 (H3O+ + OH- ł 2H2O) ł H+ + OH- ł H2O ł Teoria Arrheniusa nie pozwala wyłumaczyć właściwości niektórych cząsteczek i jonów ... Roztwory kwaśne i zasadowe e&Jeśli [H3O+] > [OH-], czyli pH<7, a roztwór ma odczyn kwaśny e&Jeśli [H3O+] < [OH-], czyli pH>7, a roztwór ma odczyn zasadowy e&Jeśli [H3O+] = [OH-], czyli pH=7, a roztwór ma odczyn obojętny 5 Kwasy i zasady (4) J.N.Brłnsted - T.M Lowry (1923): Kwasy - w reakcji oddają proton (są donorami protonów) Zasady - w reakcji przyjmują proton (są akceptorami protonów) Johannes Thomas Niklaus Martin Brrnsted Lowry 1879-1949 1874-1936 HA + Z! A- + HZ+ ł kwas I zasada II zasada I kwas II Kwas I i zasada I oraz kwas II i zasada II stanowią sprzę\one pary kwas-zasada Kwasy i zasady (5) (Brłnsted) HCl + H2O! H3O+ + Cl- ł kwas I zasada II kwas II zasada I + NH3 + H2O! NH4 + OH- ł zasada I kwas II kwas I zasada II - HSO4 + H2O! SO2- + H3O+ ł 4 kwas I zasada II zasada I kwas II HSO- + H3O+ ! H2SO4 + H2O ł 4 zasada I kwas II kwas I zasada II H2O + H2O! H3O+ + OH- ł kwas I zasada II kwas II zasada I 6 Równowagi w roztworach elektrolitów (II) Przykłady zastosowań " Dysocjacja mocnego kwasu o stę\eniu cm: HRm + H2O ł H3O+ + R- ł m cm0 cm cm poniewa\ ą H" 1, zatem stę\enie jonów wodorowych i jonów reszty kwasowej jest równe początkowemu stę\eniu kwasu; obliczenie pH jest bardzo łatwe ... Dysocjacja elektrolitu mocnego " Dysocjacja mocnego kwasu w jego roztworach: O 2 HCl + H2O łHł H3O+ + Cl- ł stę\enie kwasu ą [H3O+]=[Cl-] pH 0,1 (10-1) 1 0,1 (10-1) 1 0,01 (10-2) 1 0,01 (10-2) 2 0,001 (10-3) 1 0,001 (10-3) 3 10-4 1 10-4 4 7 Dysocjacja elektrolitu słabego (1) " Dysocjacja słabego kwasu o stę\eniu cs: - HRs + H2O! H O+ + Rs ł cs-ącs ąc3 ącs s Ustala się równowaga dysocjacji, i mo\na zastosować prawo rozcieńczeń Ostwalda: - [H3O+ ]"[Rs ] ą2 " c K = ; [H3O+ ] = ą " c ; K = [HRs] 1-ą Dysocjacja elektrolitu słabego (2) " Dysocjacja słabego kwasu w jego roztworach: CH3COOH + H2O! łH3O+ + CH3COO- 2 [H3O+]"[CH3COO-] ą "c Kd = = = 1,8"10-5 [CH3COOH] 1-ą [H3O+ ] = [CH3COO-] = ą "c 2 2 dla ą << 1 Kd H" ą c ą "c + Kd "ą - Kd = 0 Kd Kd Kd 2 ą H" ą + "ą - = 0 c c c 8 Dysocjacja elektrolitu słabego (3) " pH roztworów kwasu octowego [H+]=cą stę\enie ą pH kwasu [CH3COO-] =cą 1 0,0042 4,23 10-3 2,37 0,1 (10-1) 0,0133 1,33 10-3 2,87 0,01 (10-2) 0,0415 4,15 10-4 3,38 0,001 (10-3) 0,125 1,25 10-4 3,90 10-4 0,344 3,44 10-5 4,46 Równowaga dysocjacji " pH w funkcji stę\enia kwas octowy kwas solny pH 5 4 3 2 1 0 0.00001 0.0001 0.001 0.01 0.1 1 C[M/dm-3] 9 Równowagi w roztworach elektrolitów (II) Efekt wspólnego jonu " Je\eli w roztworze znajdują się dwa elektrolity o wspólnym jonie, to następuje cofnięcie dysocjacji słabego elektrolitu: HRm + H2O ł H3O+ + R- ł m - HRs + H2O! H3O+ + Rs ł Stę\enie jonów H3O+ jest praktycznie równe stę\eniu mocnego elektrolitu, a poniewa\ występuje we wzorze na stałą równowagi dysocjacji elektrolitu słabego, wpływa na jego stopien dysocjacji. Efekt wspólnego jonu (2) " Efekt wspólnego jonu Jeśli w roztworze znajduje się równocześnie mocny kwas (HCl) o stę\eniu cm=0,1 M oraz słaby kwas (CH3COOH) o stę\eniu cs=0,1 M, to: O 2 HCl + H2O łHł H3O+ + Cl- ł H2 CH3COOH + H2O!łO H3O+ + CH3COO- ł cH O+ "cCH COO- cm "cCH COO- 3 3 3 KCH COOH H" H" 3 cCH COOH cCH COOH 3 3 UWAGA! W rzeczywistości stę\enie jonów wodorowych jest sumą cm i stę\enia jonów octanowych 10 Efekt wspólnego jonu (3) " Stopień dysocjacji kwasu octowego w roztworze z kwasem solnym i bez niego: E"ą, stopień ą dla cm cs dysocjacji czystego 0,1 0,1 0,00002 0,0133 0,01 0,1 0,00018 0,0133 0,0133 0,001 0,1 0,00156 0,0001 0,1 0,00376 0,0133 Roztwory buforowe Roztwory buforowe mają zdolność utrzymywania pH roztworu na stałym poziomie (w przybli\eniu). Składają się one z jednej lub kilku substancji, w których istniejąca równowaga dysocjacji niweluje dodatek silnego kwasu lub zasady. Przykłady: - mieszanina słabego kwasu i jego soli z mocną zasadą (np. CH3COOH i CH3COONa); - mieszanina słabej zasady i jej soli z mocnym kwasem (np. NH4OH i NH4Cl); - niektóre sole (np. CH3COONH4); - mieszanina dwóch soli (np. KH2PO4 i K2HPO4). 11 Mechanizm działania roztworu buforowego Bufor octanowy składa się z kwasu octowego i jego soli z mocną zasadą: CH3COOH + H2O ! łCH3COO- + H3O+ CH3COONa ł łCH3COO- + Na+ Kwas octowy jest elektrolitem słabym jest zdysocjowany częściowo, a sól elektrolitem mocnym i zdysocjowanym całkowicie. Zatem biorąc pod uwagę efekt wspólnego jonu mo\na napisać w przybli\eniu: cCH COO- = cSÓL; cCH COOH = cKWAS 3 3 cH O+ " cCH COO- cH O+ " cSÓL 3 3 3 KCH COOH = H" 3 cCH COOH cKWAS 3 Mechanizm działania roztworu buforowego(2) cKWAS cH O+ H" " KCH COOH 3 3 cSÓL cSÓL ł ł pH H" pK + logł ł CH3COOH ł cKWAS łł Jeśli dodamy mocnego kwasu (przybywa jonów H3O+), to dysocjacja kwasu ulegnie dalszemu cofnięciu, jeśli mocnej zasady(przybywa jonów OH- ), jego dysocjacja wzrośnie (równowaga dysocjacji wody!). pH zmieni się nieznacznie, gdy\ oba stę\enia są pod logarytmem ... 12 Działanie roztworu buforowego (3) Bufor octanowy zawiera 1 m CH3COOH i 1 m CH3COONa, jego pH wynosi zatem: ł cSÓL ł pH H" pK + logł ł = pK + 0 = 4,74 CH3COOH CH3COOH cKWAS ł łł Je\eli dodamy 0,1 mola mocnego kwasu (HCl), to efekt będzie taki, jakby stę\enie soli zmalało, a kwasu wzrosło: cSÓL ł - 0,1 ł pH H" 4,74 + logł ł = 4,74 - 0,08 = 4,66 ł cKWAS + 0,1 łł Gdyby taką samą ilość kwasu dodać do czystej wody, pH zmieniłoby się z 7 na 1 ... Działanie roztworu buforowego (4) pH 8 pojemność roztworu 6 buforowego 1 4 2 0 0.00 0.50 1.00 ilość mocnego kwasu [mol] bez buforu z buforem 13 Hydroliza soli Hydroliza soli " Hydroliza soli jest zjawiskiem związanym z reakcją jonów powstałych z dysocjacji soli z wodą: CH3COONa + H2O ł CH3COOH + NaOH ł CH3COONa ł CH3COO- + Na+ ł (sól jest elektrolitem mocnym i dysocjuje całkowicie, woda jest elektrolitem słabym i dysocjuje częściowo) CH3COO- + H2O + Na+ ! CH3COOH + OH- + Na+ ł 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 ... 14 Hydroliza soli (2) Stała równowagi reakcji hydrolizy: cOH " cCH COOH - ' 3 Kh = cCH COO- " cH O 2 3 jeśli stę\enie wody uznać za stałe oraz pomno\yć licznik i mianownik przez stę\enie jonów hydroniowych, to: cOH "cCH COOH " cH O+ - kw 3 ' 3 Kh " cH O = Kh = = 2 cCH COO- " cH O+ KCH3COOH 3 3 Skoro mo\na zdefiniować stałą hydrolizy, to mo\na równie\ określić stopień hydrolizy Hydroliza soli (3) + NH4Cl ł NH4 + Cl- ł + NH4 + H2O + Cl- ! NH3 + H3O+ + Cl- ł kwas I zasada II zasada I kwas II cH O+ "cNH "cOH- kw ' 3 3 Kh "cH2O = = cNH+ "cOH- KNH4OH 4 kwas solny jest elektrolitem mocnym i jest całkowicie zdysocjowany, zasada amonowa - elektrolit słaby - tylko częściowo, zatem roztwór będzie miał odczyn kwaśny ... 15 Hydroliza soli (4) Czy mo\na obliczyć pH lub pOH roztworu soli po jej hydrolizie ? cOH "cCH COOH - ' 3 Kh = cCH COO- "cH O 2 3 cCH COO- " Kh cCH COO- = cOH - 3 3 cOH = - cCH COOH = cs - cOH - cCH COOH 3 3 2 " cs cOH = " cs Kh = - 1- Hydroliza soli (5) Jaki jest odczyn 0,1 M roztworu CH3COONa ? Przyjmijmy wartość stałej dysocjacji 110-5; wówczas wartość stałej hydrolizy wynosi 110-9 Jeśli stopień hydrolizy jest niewielki, mo\emy skorzystać z uproszczonego wzoru: Kh 10-9 H" = = 10-4 cs 0,1 wówczas cOH- = 10-40,1=10-5; pOH wynosi 5, czyli pH=9 16 Hydroliza soli (6) NaCl ł Na+ + Cl- ł Na+ + H2O + Cl- ! Na+ + H2O + Cl- ł 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 ... kwas zasada hydroliza odczyn UWAGA ! dotyczy mocny mocna brak obojetny kwasów i mocny słaba zachodzi kwaśny zasad dyso- słaby mocna zachodzi zasadowy cjujących zale\y od Kd jednostop- kwasu i słaba słaby zachodzi niowo zasady Hydroliza soli (7) Przypadki trochę bardziej skomplikowane Jaki odczyn mają wodorosole, sole słabych kwasów i mocnych zasad? Zasadowy ??? Dysocjacja wodorowęglanu sodowego NaHCO3: - NaHCO3 ł Na+ + HCO3 ł Dysocjacja kwasu węglowego: aH O+ "aHCO - - 3 3 H2CO3 ! H3O+ + HCO3 K1 = ł aH CO3 2 aH O+ " aCO 2- - 2 3 3 HCO3 ! H3O+ + CO3- K2 = ł aHCO - 3 K1=4,310-7 K2=5,610-11 17 Hydroliza soli (8) Przypadki skomplikowane hydroliza - dysocjacja H2CO3 + OH- !łł HCO3 + H2O!łł H3O+ + CO2- ł ł 3 mo\liwe są dwie reakcje konkurencyjne kw 10-14 Kh = = = 2,3"10-8 K1 4,3"10-7 Kdys = K2 = 5,6"10-11 Poniewa\ Kdys << Kh (3 rzędy!), a obie stałe mają taki sam mianownik, przewa\a hydroliza i roztwór ma odczyn zasadowy ... Hydroliza soli (9) Przypadki skomplikowane Dysocjacja wodorosiarczanu (IV) sodowego NaHSO3: - NaHSO3 ł Na+ + HSO3 ł Dysocjacja kwasu siarkowego (IV): aH O+ " aHSO - - 3 3 H2SO3 ! łH3O+ + HSO3 K1 = cH SO3 2 aH O+ " aSO 2- - 2 3 3 HSO3 ! H3O+ + SO3- K2 = ł aHSO - 3 K1=1,710-2 K2=6,210-6 18 Hydroliza soli (10) Przypadki skomplikowane hydroliza - dysocjacja H2SO3 + OH- !łł HSO3 + H2O!łł H3O+ + SO2- ł ł 3 mo\liwe są dwie reakcje konkurencyjne kw 10-14 Kh = = = 5,9 "10-13 K1 1,7"10-2 Kdys = K2 = 6,2"10-6 Poniewa\ Kdys >> Kh (7 rzędów!), a obie stałe mają taki sam mianownik, przewa\a dysocjacja i roztwór ma odczyn kwaśny ... Jak z tego widać, nawet sól mocnej zasady i słabego kwasu mo\e mieć odczyn kwaśny ... Związki trudno rozpuszczalne w wodzie Związki trudno rozpuszczalne w wodzie Związki trudno rozpuszczalne w wodzie Związki trudno rozpuszczalne w wodzie Wodorotlenki Dobrze rozpuszczalne w wodzie tylko wodorotlenki 1 i 2 grupy układu okresowego oraz NH4+ Kwasy Większość dobrze rozpuszczalna, z wyjątkiem kwasów krzemu i niektórych kwasów organicznych Sole dobrze Większość soli Na+, K+, NH4+, rozpuszczalne wszystkie azotany (VI), chlorki z wyjątkiem AgCl, PbCl2, Hg2Cl2 siarczany (VI) z wyjątkiem BaSO4, SrSO4, CaSO4, Sole trudno Siarczki, węglany, fosforany (V) rozpuszczalne rozpuszczalne tylko sole Na+, K+, NH4; wodorosole rozpuszczają się w wodzie 19 Rozpuszczalność Rozpuszczalność Rozpuszczalność Rozpuszczalność Roztwór nasycony osiągający najwy\sze mozliwe stę\enie (w danej temperaturze) Rozpuszczalnością związku nazywamy stę\enie roztworu nasyconego Roztwór nasycony pozostaje zazwyczaj w stanie równowagi ze swoim osadem (dotyczy związków trudno rozpuszczalnych w wodzie) Iloczyn rozpuszczalności Iloczyn rozpuszczalności Iloczyn rozpuszczalności Iloczyn rozpuszczalności AB(s) ! A+ + B- ł zgodnie z zasadami pisania stałych równowagi, uznajemy stę\enie (aktywność) substancji stałej (czysta faza) za niezmienne, stę\enia jonów pozostających w równowadze z osadem są zmienne, zatem stała równowagi jest następująca: L = [ A+ ]"[B- ] LAB = aA "aB + - Tę stałą równowagi nazywamy iloczynem rozpusz- czalności i jest ona zale\na tylko od temperatury ... 20 Iloczyn rozpuszczalności (2) Iloczyn rozpuszczalności (2) Iloczyn rozpuszczalności (2) Iloczyn rozpuszczalności (2) " Iloczyn rozpuszczalności obejmuje aktywności podniesione do odpowiednich wykładników (współczynników stechiometrycznych) AB(s) ! A+ + B- ł L = [ A+ ]"[B- ] A2B(s) ! 2 A+ + B- ł L = [ A+ ]2 "[B- ] L = [ A+ ]2 "[B- ]3 A2B3(s) ! 2 A+ + 3B- ł L = [ A+ ]"[B- ]3 AB3(s) ! A+ + 3B- ł Iloczyn rozpuszczalności a rozpuszczalność Iloczyn rozpuszczalności a rozpuszczalność Iloczyn rozpuszczalności a rozpuszczalność Iloczyn rozpuszczalności a rozpuszczalność Jeśli rozpuszczalność oznaczymy przez x, to pomiędzy rozpuszczalnością, a iloczynem rozpuszczalności zachodzi związek, zale\ny od rodzaju soli: AB ! A+ + B- ł L = [ A+ ]"[B- ] = x2 x x x = L Znajomość iloczynu rozpuszczalności pozwala na obliczenie rozpuszczalności i na odwrót 21 Iloczyn rozpuszczalności a rozpuszczalność (2) Iloczyn rozpuszczalności a rozpuszczalność (2) Iloczyn rozpuszczalności a rozpuszczalność (2) Iloczyn rozpuszczalności a rozpuszczalność (2) A2B(s) ! 2 A+ + B2- ł L = [ A+ ]2 "[B2- ] = (2x)2 " x = 4x3 2x x L 3 x = 4 A2B3(s) ! 2 A3+ + 3B2- ł 2x 3x L = [ A3+ ]2 "[B2- ]3 = (2x)2 " (3x)3 = 108" x5 L 5 x = 108 Iloczyn rozpuszczalności a rozpuszczalność (3) Iloczyn rozpuszczalności a rozpuszczalność (3) Iloczyn rozpuszczalności a rozpuszczalność (3) Iloczyn rozpuszczalności a rozpuszczalność (3) AB3(s) ! A3+ + 3B- ł L = [ A3+ ]"[B- ]3 = x " (3x)3 = 27x4 L 4 x = 27 22 Wspólny jon a rozpuszczalność Wspólny jon a rozpuszczalność Wspólny jon a rozpuszczalność Wspólny jon a rozpuszczalność Jeśli po ustaleniu się równowagi do roztworu nasyconego soli trudno Jeśli po ustaleniu się równowagi do roztworu nasyconego soli trudno Jeśli po ustaleniu się równowagi do roztworu nasyconego soli trudno Jeśli po ustaleniu się równowagi 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 wspólnym, to nastąpi zmniejszenie rozpuszczalności: wspólnym, to nastąpi zmniejszenie rozpuszczalności: wspólnym, to nastąpi zmniejszenie rozpuszczalności: wspólnym, to nastąpi zmniejszenie rozpuszczalności: AgCl ! Ag+ + Cl- ł L = x2 = [ Ag+ ]"[Cl- ] = 1"10-10 x = [ Ag+ ] = [Cl- ] = L = 10-5 Po dodaniu 0,01 mola NaCl: L = [ Ag+ ]"[Cl- ] = 1"10-10 L 10-10 x = [ Ag+ ] = = = 10-8 [Cl- ] 10-2 Obecność wspólnego jonu znacząco obni\a rozpuszczalność związków Obecność wspólnego jonu znacząco obni\a rozpuszczalność związków Obecność wspólnego jonu znacząco obni\a rozpuszczalność związków Obecność wspólnego jonu znacząco obni\a rozpuszczalność związków trudno rozpuszczalnych trudno rozpuszczalnych trudno rozpuszczalnych trudno rozpuszczalnych Wspólny jon a rozpuszczalność (2) Wspólny jon a rozpuszczalność (2) Wspólny jon a rozpuszczalność (2) Wspólny jon a rozpuszczalność (2) Efekt wspólnego jonu zale\y od równania dysocjacji (rozpuszczania) Efekt wspólnego jonu zale\y od równania dysocjacji (rozpuszczania) Efekt wspólnego jonu zale\y od równania dysocjacji (rozpuszczania) Efekt wspólnego jonu zale\y od równania dysocjacji (rozpuszczania) związku trudno rozpuszczalnego: związku trudno rozpuszczalnego: związku trudno rozpuszczalnego: związku trudno rozpuszczalnego: Fe(OH)3 ! Fe3+ + 3OH- ł L = 27x4 = [Fe3+ ]"[OH- ]3 = 1"10-33 [OH- ] L 4 x = [Fe3+ ] = = = 2,47"10-9 3 27 Po dodaniu 0,01 mola NaOH: L = [Fe3+ ]"[OH- ]3 = 1"10-33 L 10-33 x = [Fe3+ ] = = = 10-27 [OH- ]3 10-6 Obecność wspólnego jonu obni\a w tym przypadku rozpuszczalność Obecność wspólnego jonu obni\a w tym przypadku rozpuszczalność Obecność wspólnego jonu obni\a w tym przypadku rozpuszczalność Obecność wspólnego jonu obni\a w tym przypadku rozpuszczalność wodorotlenku \elaza (III) o 18 rzędów ! wodorotlenku \elaza (III) o 18 rzędów ! wodorotlenku \elaza (III) o 18 rzędów ! wodorotlenku \elaza (III) o 18 rzędów ! 23 Obcy jon a rozpuszczalność Obcy jon a rozpuszczalność Obcy jon a rozpuszczalność Obcy jon a rozpuszczalność " Czy dodatek soli, która nie ma wspólnego jonu z osadem zmienia rozpuszczalność soli ? " Tak, gdy\ zmianie ulega siła jonowa roztworu zmienia się zatem (zgodnie z prawem Debeye a Hckla) średni współczynnik aktywności " Skoro ulega zmianie aktywność, to przy jej wzroście maleje rozpuszczalność soli 24