P5101330

pH| wwdy 2 8,0 »=* *V^v * ^V>M

H.O «=•* H' ł OH tzapis ńpWłSŻcŻóny)

ŚM^fc fokowt wody LI W óóeżj® stężeń JÓńóNfr Wodóix>'a?yeh I wodory* łenkx»wyvli ImmiIm wMkości* wała w danej temperarorn

fip *[łt*] [oft J=10" temperatura pokojowa

pn • -mg (it*l	pOH ■ -log (OH I	pH + pOH = 14
pHMtefr H	pHiT^-	pH wzrasta »
nwwói o odczynie kwasowym (H*ł § (OH 1	1 roztwór obojętny 1 (HI = (OH t	roztwór ó odczynie wwlwyw (H I < jOWI
fcuawm ość mank ze Radkiem wartości pH	pH ■ pOH	Zasadowość rośnie ze wtiywn# wartości pH

Kiwam wriaMkA* IwmwwHwiłimyt

wskaśrtk		barwa w środowisku			•akrespM
	kawowym	obojętnym		■nad—\T'	zmiany baca' ■iii ■■ 1 llŁ. .
| Nęka tymolowy	(Oka	żółta		niebieska	8.0-9.6 i -1,1 - -i
błękit btotnolcrrzołowy	żółta	niebieska	__J_	niebieska	3.0-4.6 — . ■■ -h
czerwień Kongo	niebieska	czerwona 1 . ł - -T- : -	i	czerwona	3,0-5,0 J
<wmi Mtylott	czerwona	żółta		żółta	3.Ź-4.4
| śddi krwanfcrc lolou-a	żółta	niebieska	4	niebieska	3.8-5.2
fmotońaleina	bezbarwna	bezbarwna		malinowa	8,2-10,0

Dh HrktmIW* tłaSych w ronwondi wodnych ustala się równowaga pomiędzy cząsteczkami zdy-aocjoswtBu i nie7dwx-j*>tv:łnvmi którą można opisać tzrw stałą dysocjacji. Wartość stałej dysocjacji ■leży tyto od temperatury a nłe zależy od stężenia elektrolitu. Im większa wartość stałej dysocjacji. tym Mcnktey kan Idb zasada

Prawo roRkńcnA Ostwalda:

W przypadku gdt B < (V.OV można stosować formę uproszczoną K = a* • c_c.

Dla kwasu i zasady dysocjujących wielostopniowo stwierdzono, że stała dysocjacji pierwszego stopnia jest największa a wartości kolejnych stałych dysocjacji zmniejszają się stopniowo, np

lł,€0, n=n H* | HCO,    K, = 4,5 • «t’

HOO;    *--+    H* + CO'    Kj = 4,7 -10"    K, » K₍ oraz [HOO,j > [CO,’ ]

a <fla reakcji zapisanej sumarycznie obowiązuje zależność H,00, HE 2H* 1 CO,*-    K * K, • K,

HydroUtft

Hydroliza soli W teakej* <ulwt-.u alua nu.1\nd?i\i* między k.umuemItiM tntmwm wlltii*»»«> *Mwody HjdwUzie Uk-gnią Wszystkie sole • wyjątkiem soli mm-m* h ko««>w i mocttwb . <m»I. np kso₍,N»U u*Vn« WZtWont wodnego twh mv» |ę*t \dv>»tętuv»

NH,r1 w Nil,' + Cl	t II ttkINt ► t U,ttHł * Hf	tlltooNU. kCII.OUO *W,'| —-^1— d >1,000 . Nit,’ 4 11,0 • • luljCOOH * NH, ■ H,0
|NH,‘ł»ŁO w—* NR, 11,0 *■ M*	t ll,UKI * 11,0 « * t 11,1:0011 t Oli
hydroliza kationown hytfrałirtć rtfrgit intrton	hydtolizn amonowa Isutnaw ttłngrt rtnsut	1 IhdmUia k*umtuw»>anssu>*»
kwnsowt odczyn nwtwoiM	rasadowy txk'*yn mit woni	idkąętny mk nn roztworu ‘ ^KW
arie pochodzące iid nuuitych kwasów 1 słabych zasad	sole pochodzące od mocno l\ zasad l slabwb k\v asów	sute ps kstoar od «hl»vli kwasów i sialu cb mmnI

• Jhy dokładnie okieffllć od»irvu tycb *ull. nnłeZY poTOwnaC woltowi >ut\\l< %U«xi*« «l»tvao k\\»«. i duN i «•*•>*<

- w przypadku ftp fticuuManu nnrów\ **«u) amonu o«keyu h«o mmmm whWim ku •*•*»' u»w»\ <i»H « *V(r>fc;

<U«Ku.

P m^bŁ" ^w'• •

\V przypadku hydrolizy soli słabych w-iclopiotonowych k\\ asów lub w1cló\\sHlotottenowyeb a*'*! nak o proces ren potraktować również Wieloetapowi, wtckwioptUowo t,jak |WM' dt»x j*_t |0,np

Na_lCX>, * 1 Na* ♦ C0_S*

1 etap;    + CO,* + 11,0    * * +OW ♦ HCO,

flctap:    t5rf*+HlX), ♦ H₍0 • * Na* OH + H,tX>,

Etap l zachodzi z większą wydajnością, a o odczynie rozAWotn wodnego decydują |rnw tMI

Inne procesy zachodzące t. udziałem jonów

Analizując równowagę roztworu nasyconego z nadmiarem substancji tozpuszczonej. można adt-timow .u wielkość zwaną iloczynem rozpuszczalności 1

Aga    Ag* + Cl    AgjSO, * * i AR* ♦ $t\'

iar*i ia i = i ^    iar*i* • (»v i • »w*\

- iloczyn rozpuszczalności    » Hot na (wpMcimwM

Iloczyn ten jest wielkością stałą w danej temperaturze i dla danego tozpusft zalnika Zgodnie »reguła przekory zwiększenie stężenia jednego z jonów w roztworze (Wchodzących u skład związku nudno twa puszczalncgo) powoduje przesunięcie równowagi w lewo, czyli w kierunku tworzenia osadu

a<Un».i»iUl» rowmoriW smawyk ikWulsas II*