skanowanie0011

Mocnymi elektrolitami ni):

-    wszystkie sole rozpuszczalne w wodzie,

-    niektóre kwasy nieorganiczne, np. HN0₃, HC1, HBr, HI, H₂S0₄, HC10₃, HC10₄, HMnO,,

4

-    wodorotlenki litowców i berylowców z wyjątkiem Be(OH)₂ i słabo rozpuszczalne-,] go Mg(OH)₂.

Słabymi elektrolitami są:

-    niektóre kwasy nieorganiczne, np. H₂S, HN0₂, H₂C0₃ (C0₂ • H₂0), HCN,

-    większość wodorotlenków metali dwu- i trójwartościowych, wodny roztwór amo-i niakuNą ąO (NH,_W),

-    kwasy i zasady organiczne.

Elektrolitami średniej mocy są np. H₃P0₄, H₂S0₃.

Dla elektrolitów mocnych, praktycznie w całości zdysocjowanych na jony, nie podaje się wartości stałej dysocjacji (mianownik w równaniu na stałą wynosi zero!).

Oprócz stałej dysocjacji miarą mocy elektrolitu jest stopień dysocjacji elektrolitycznej a. Jest to stosunek liczby moli cząsteczek dysocjujących na jony n. do ogólnej liczby moli cząsteczek rozpuszczonych n :

a = -^- lub a=-^ • 100%

przy czym:

n. - liczba moli cząsteczek zdysocjowanych na jony,

n_g - całkowita liczba moli cząsteczek wprowadzonych do roztworu,

a - stopień dysocjacji: 0 < a < 1 lub 0% < a < 100%.

Stopień dysocjacji charakteryzuje ilościowo moc elektrolitu i zależy od:

-    rodzaju elektrolitu,

-    temperatury (gdy T wzrasta, to a też nieznacznie wzrasta),

-    stężenia roztworu (rośnie z rozcieńczeniem roztworu),

-    obecności innych substancji w roztworze.

Prawo rozcieńczeń Ostwalda podaje ilościową zależność pomiędzy stałą i stopniem dysocjacji:

1-a

gdzie: K - stała dysocjacji,

c_m - stężenie elektrolitu [mol/dm³], a - stopień dysocjacji elektrolitu.

Dla bardzo słabych elektrolitów, gdy a < 0,05 lub ~jr — ^00, wartość (1 - a ) » 1, i wzór Ostwalda przyjmuje postać uproszczoną:

tf=a^ł*c_m lub a*Y~

!H

Prawo rozcieńczeń Ostwalda wykorzystuje się do obliczania stałej i stopnia dysocjacji i.leki ml Ilu o znanym stężeniu.

1,2.1. Odczyn roztworów, pH

Ciyita woda nie jest elektrolitem i nie przewodzi prądu elektrycznego, mimo że W bardzo małym stopniu jest zdysocjowana na jony.

H_zO :<=► H⁺ + OH" lub H₂0 + H₂0 H₃O^ł + OH"

W temperaturze 25°C stała równowagi dysocjacji wody (autodysocjacji) wynosi:

1,8 • 10'¹⁶

_ [H₃O^ł] ■ [OK] ^wody [H₂0]

Itefamlc molowe wody wynosi:

lmoMOOOg

18g-ldm³

= 55,56 mol/dm³.

Iloczyn stężenia jonów wodorowych (hydroniowych) i wodorotlenowych w wodzie W temperaturze 25°C, zwany iloczynem jonowym wody, ma wartość stałą równą:

t^H2⁰J = [H⁺] • [OH1 = [H₃01 • [OH^-] = 10-¹⁴ [mol/dm³]«

knując stężenie któregokolwiek z tych jonów w roztworze, można na podstawie powyższej zależności obliczyć stężenie jonu drugiego.

I > In uproszczenia obliczeń przyjęto, że:

log [H⁺] = -log [H₃0⁺] = pH - wykładnik stężenia jonów wodorowych

oraz

-log [OH^-] = pOH - wykładnik stężenia jonów wodorotlenowych

Wartości pH i pOH dokładnie określają kwasowe lub zasadowe właściwości roztworów, czyli ich odczyn. W roztworach o odczynie:

obojętnym    [H⁺] = [OH^-] => pH = 7

kwasowym    [H⁺]>[OH^_] => 0<pH<7

zasadowym [H⁺] < [OH^-] => 7 < pH < 14

2.2.2. Pomiar pH

()dezyn roztworu z dokładnością do ok. 0,5 jednostki pH szacuje się za pomocą wskaźników kwasowo-zasadowych (indykatorów) lub papierków wskaźnikowych, a dokładnie mierzy metodą potencjometryczną przy użyciu pehametru. Wskaźniki są słabymi kwaNaml lub zasadami organicznymi, których formy jonowe mają inne zabarwienie niż