- гидроксид аммония NH₄OH и гидроксиды всех металлов, кроме щелочных и щелочно-земельных.

3.4 Факторы, влияющие на степень диссоциации

Степень электролитической диссоциации зависит от природы растворенного электролита и природы растворителя, концентрации раствора, температуры, наличия посторонних веществ.

Влияние температуры.

При повышении температуры степень диссоциации слабых электролитов увеличивается. Так как диссоциация - процесс эндотермический, то из принципа Ле Шателье следует, что при нагревании равновесие процесса диссоциации смещается вправо (для сильных электролитов такого быть не может, т.к. = 1 при обычных условиях).

Кроме того, с повышением температуры увеличивается амплитуда колебания атомов в молекуле и связь между ними ослабевает. Одновременно увеличивается скорость движения молекул растворителя и их кинетическая энергия, что также способствует распаду молекул растворенного вещества на ионы за счет большего числа их столкновений с молекулами растворителя.

Влияние концентрации растворенного вещества.

Увеличение содержания растворенного вещества в растворе приводит к уменьшению степени его диссоциации, так как каждая молекула растворенного вещества сможет взаимодействовать с меньшим количеством молекул растворителя. При разбавлении раствора водой, степень диссоциации увеличивается (см. закон разбавления Оствальда). Степень диссоциации достигает максимального значения ( = 1) в бесконечно разбавленном растворе.

Влияние одноименных ионов.

Добавление к раствору слабой кислоты ее соли или более сильной кислоты приводит к уменьшению степени диссоциации. Причину этого уменьшения легко объяснить, применив принцип Ле Шателье к равновесию диссоциации:

HA - H⁺ +A-

Увеличение концентрации любого из продуктов диссоциации приводит к сдвигу равновесия влево и увеличению концентрации непродиссоциировавших молекул кислоты. Это приводит к уменьшению степени диссоциации.

Влияние природы растворителя.

Чем выше полярность растворителя, тем больше степень диссоциации растворенного в нем вещества, т.к. увеличивается сила взаимодействия ионов вещества с растворителем. Мерой полярности молекул растворителя может служить величина их дипольного момента. Полярность растворителя можно также характеризовать с помощью диэлектрической постоянной е. Диэлектрическая постоянная - величина, показывающая, во сколько раз сила взаимодействия двух зарядов в данной среде меньше, чем в вакууме.

Например, диэлектрическая постоянная воды е(Н₂О) составляет 78, диэлектрическая постоянная е(бензола) равна 2. Если растворить хлороводород в воде и бензоле, то в бензоле степень диссоциации хлороводорода окажется меньше, поэтому и кислотные свойства хлороводорода будут выражены здесь слабее.

Влияние природы растворенного вещества.

Под природой растворенного вещества в данном случае подразумевают природу химической связи в молекулах растворенных веществ. Чем больше полярность химической связи и чем меньше прочность связи в веществе, тем выше степень диссоциации. Вещества с ионной химической связью или с ковалентной, очень полярной связью относятся к сильным электролитам. Средние и слабые электролиты обладают, как правило, ковалентной малополярной связью.

Пример 1. В ряду галогенводородных кислот (HF - HCl - HBr - HI) растет длина связи, следовательно, уменьшается энергия связи, значит - возрастает степень диссоциации, кислотные свойства увеличиваются.

Пример 2. Соединения класса гидроксидов (кислородсодержащих кислот и оснований) в своей структуре имеют фрагмент

>Э - О - Н

Если легко разрывается связь - О - Н, то преобладает кислотный тип диссоциации; если легко разрывается связь Э - О, преобладает основный тип диссоциации; если прочность обеих связей примерно равна, то гидроксид обладает амфотерными свойствами.

Изотонический коэффициент Вант-Гоффа.

i - это отношение суммы числа ионов и непродиссоциировавших молекул электролита к начальному числу молекул электролита.

Обозначим: N - число растворенных молекулэлектролита;

- степень диссоциации;

n - число ионов, на которые распадается молекула электролита.

Тогда: ·N - число молекул, распавшихся на ионы;

·N·n - число образовавшихся ионов;

N(1 - ) - число молекул не распавшихся на ионы;

Nn + N(1 - ) - общее число частиц в растворе.

i = Nn +N(1 - / N = n + (1 - = 1 + (n - 1).

Отсюда:

(i -1) /(n - 1) (3.2)

Из-за диссоциации общее число частиц в растворе электролита больше, чем в растворе неэлектролита той же концентрации, поэтому осмотическое давление, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания для раствора электролита будут выше, чем для раствора неэлектролита той же концентрации (все эти величины зависят только от числа частиц в растворе).

Неэлектролиты i = 1	Электролиты i
Р = Ро ·N2	i ·Pо N2
tкрист = Кк ·Сm	tкип= i ·КэСm
tкип = Кэ ·Сm	tкип= i ·КэСm
р = СMRT	р= i·СMRT

i = / t_крист/t_крист = t_кип/t_кип = р/р.

Величины, стоящие в числителе, определяют экспериментально, величины в знаменателе вычисляют по соответствующим формулам:

3.4 Закон разбавления Оствальда

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и устанавливается равновесие, которое можно охарактеризовать константой равновесия К_д:

КА К⁺ + А-

К_КА = К⁺-,

где ⁺, - - концентрации в растворе ионов К⁺, А- (в моль/л);

- концентрации в растворе непродиссоциировавших молекул КА.

Для данного электролита значение К_д является величиной постоянной при определенной температуре и не зависит от концентрации.

Установим связь между К_д, и С_М для бинарного электролита (т.е. распадающегося на два иона).

Концентрация ионов К⁺ и А- в растворе вещества равна:

⁺ - = ·С_М,

концентрация непродиссоциировавших молекул КА в растворе равна:

·С_М,

Откуда К = ² С_М ²/(1 - ) С_М или

К = 2 СМ /(1 - )

Последнее уравнение математически выражает закон разбавления Оствальда. В том случае, если , тогда (1 - ) , следовательно

С_М.

Как видно из последнего уравнения, с уменьшением концентрации электролита в растворе степень электролитической диссоциации возрастает (одна из формулировок закона Оствальда).

Диссоциация слабых многоосновных кислот и многокислотных оснований протекает ступенчато, каждая стадия диссоциации характеризуется ступенчатой константой диссоциации:

H₂CO₃ H⁺ + HCO₃-

K₁ = ⁺C₃-₂C₃ = 4,45 ·10-⁷ (25^o C).

HCO₃- H⁺ + CO₃²-

K₂ = ⁺C₃²-C₃- = 4,70 ·10-¹¹ (25^o C).

Как видно из этих данных, процесс диссоциации слабого электролита протекает, в основном, по первой стадии.

3.5 Равновесие в растворах труднорастворимых электролитов. Произведение растворимости

Абсолютно нерастворимых веществ природе не существует. Даже труднорастворимые вещества в некоторой степени растворяются. Рассмотрим процесс диссоциации ионных веществ, которые плохо растворимы в воде:

твердый электролит его насыщенный раствор.

КА_(тв.) К⁺ + А-

S моль/л S моль/л S моль/л

Откуда К_дис = К⁺- _тв

или _{дис тв} ⁺-,

где К_дис - константа диссоциации.

Произведение двух постоянных в левой части уравнения также является постоянной величиной, называемой произведением растворимости и обозначаемой ПР, т.е.

ПР = +- = S · S

Произведение растворимости - это произведение концентраций ионов малорастворимого сильного электролита в его насыщенном растворе. При постоянной температуре это величина постоянная.

Условия выпадения и растворения осадков

1) Если произведение концентраций ионов превышает величину ПР, то выпадает осадок, так как раствор становится пересыщенным.

2) Если произведение концентраций ионов не достигает величины ПР, то осадок образоваться не может (или должен раствориться, если осадок уже имелся), так как раствор становится ненасыщенным в этих условиях.

3.6 Основы теории растворов сильных электролитов

Зная величину изотонического коэффициента, полученного экспериментально методами эбуллиоскопии и криоскопии, можно вычислить значение степени диссоциации для раствора сильного электролита по уравнению (5.6). Эти значения колеблются в зависимости от концентрации раствора в пределах 0,9 ~ 0,97. В то же время измерения электропроводности растворов показывают, что в растворах сильных электролитов отсутствуют недиссоциированные молекулы. В чем причина такого различия?

При растворении очень сильных электролитов в воде происходит не только разрушение ионной кристаллической решетки или разрыв ковалентной полярной связи, но и взаимодействие образовавшихся ионов и молекул растворителя с образованием сольватированных частиц (рис. 6). За счет распределения заряда иона по поверхности сольватной оболочки образовавшиеся частицы могут электростатически взаимодействовать с другими частицами, имеющими противоположный заряд. В результате этого, в растворе появляются нейтральные ассоциаты, которые ведут себя как недиссоциированные молекулы. Такие частицы называются ионными парами. Ионную пару нельзя рассматривать как молекулу, так как расстояние между ионами в ней за счет сольватных оболочек ионов значительно больше, чем в недиссоциированных молекулах. Существование таких ионных пар в растворе оказывает влияние на его физико-химические свойства, так как падает подвижность ионов. Поэтому для сильных электролитов используют понятие кажущейся степени диссоциации.

Методы количественного описания физико-химических свойств растворов слабых электролитов непригодны для растворов сильных электролитов, между частицами которых возникают ионные взаимодействия. Поэтому для количественного описания свойств растворов сильных электролитов была введена новая величина - активность (а), заменяющая в уравнениях концентрацию.

Активность а, имеющая размерность концентрации С, связана с последней соотношением

а = f·С,

где С выражена в мольных долях; моль/л или моль/кг;

а - активность растворенного вещества в растворе;

f - коэффициент активности растворенного вещества.

Коэффициент активности (f) показывает, во сколько раз эффективная концентрация отличается от общей концентрации вещества.

Для очень разбавленных растворов f = 1 и а = с. Поэтому коэффициент активности можно понимать как меру отклонения от идеальности в поведении вещества в реальных растворах.

Вопросы для самоконтроля к разделу 3

1. Что называется электролитической диссоциацией? Кто и когда предложил теорию электролитической диссоциации? Приведите основные положения этой теории.

2. Каковы механизмы диссоциации веществ с разным типом связи (ионной и ковалентной полярной)?

3. Что называется степенью электролитической диссоциации? От чего она зависит? Какие электролиты называются сильными? Слабыми? Приведите примеры.

4. Что такое кислоты и основания с точки зрения теории электролитической диссоциации? Напишите уравнения диссоциации кислот, оснований и солей.

5. Что называется ступенчатой диссоциацией? Приведите примеры.

6. Что такое амфотерные электролиты (амфолиты) с точки зрения теории электролитической диссоциации? Приведите примеры.

7. Что характеризует константа электролитической диссоциации? Закон разбавления Оствальда. Что такое кажущаяся степень диссоциации?

8. Обменные реакции в растворах электролитов. В какую сторону смещены равновесия в растворах электролитов? Приведите примеры.

9. Что такое произведение растворимости труднорастворимых сильных электролитов? Каковы условия растворения и выпадения осадков?

РАЗДЕЛ 4. ДИССОЦИАЦИЯ ВОДЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

4.1 Ионное произведение воды

Вода является очень слабым электролитом, но обладает некоторой измеримой электропроводностью. Процесс электролитической диссоциации воды протекает в две стадии:

Н₂О Н⁺ + ОН-

Н⁺ + Н₂О Н₃О⁺ (ион гидроксония).

Первая стадия эндотермическая, вторая - сильно экзотермическая, поэтому все ионы водорода гидратированы, и электролитическую диссоциацию следует выражать уравнением:

2Н₂О Н₃О⁺ + ОН-.

При 22^оС степень электролитической диссоциации воды равна 1,8· 10-⁹, то есть из 555 000 000 молекул воды диссоциирует только одна молекула. Следовательно, вода является очень слабым электролитом и для описания процесса ее диссоциации можно применить закон действия масс:

К_д = Н⁺ ·-₂

⁺·- _{д 2},

где К_д - константа электролитической диссоциации воды (1,8?10-¹⁶).

Так как практически ₂ const, то окончательно имеем

Н⁺- = _{д 2} = К_воды.

Постоянная величина К_воды называется ионным произведением воды. Вычислим значение К_воды при 22^оС. В 1 литре воды, массу которого можно принять равной 1000 г, содержится 1000/18 = 55,56 моль воды (ее молярная концентрация).

Тогда значение ионного произведения воды при 22^о С будет равно

⁺- = 55,56 · 1,8· 10-¹⁶ = 1,00 ·10-¹⁴.

Отсюда ⁺ = - = 1,0 ·10-⁷ моль/л.

Величина ионного произведения с повышением температуры возрастает, т.к. при этом увеличивается степень электролитической диссоциации воды.

Водородный показатель.

Водные растворы различных соединений могут давать различную реакцию среды: кислую, нейтральную или щелочную.

Реакция среды нейтральная, если ⁺ - -⁷ моль/л.

Реакция среды кислая, если ⁺ -. В кислой среде ⁺ 10-⁷ моль/л, например, 10-⁶, 10-⁵ моль/л и т.д.

Реакция среды щелочная, если ⁺ -. В щелочной среде ⁺10-⁷ моль/л, например, 10-⁸, 10-⁹ моль/л и т.д.

Таким образом, реакцию среды можно охарактеризовать концентрацией ионов водорода. Еще чаще для характеристики среды используют водородный показатель, который равен отрицательному десятичному логарифму концентрации катионов водорода в растворе:

pН = - lg ⁺

Нейтральная среда: рН = 7.

Кислая среда: рН 7.

Щелочная среда: рН 7.

Реакцию среды определяют с помощью рН-метров и индикаторов.

Индикаторами называются вещества, которые способны менять свою окраску в зависимости от кислотности среды.

Таблица 3

Интервалы перехода окраски некоторых кислотно-основных индикаторов

Индикатор	Интервал перехода рН	Окраска индикатора
Метиловый фиолетовый	0,1 - 0,5 (1-й переход) 1,0 - 1,5 (2-й переход) 2,0 - 3,0 (3-й переход)	желтый - зеленый зеленый - синий синий - фиолетовый
Тимоловый синий	1,2 - 2,8 (1-й переход) 8,0 - 9,6 (2-й переход)	красный - желтый желтый - синий
Метилоранж	3,1 - 4,4	красный - желтый
Метиловый красный	4,2 - 6,2	красный - желтый
Пара-нитрофенол	5,6 - 7,6	бесцветный - желтый
Лакмус	5,0 - 8,0	красный - синий
Фенолфталеин	8,3 - 10,0	бесцветный - пурпурный
Тимолфталеин	9,3 - 10,5	бесцветный - синий
Ализарин желтый	10,0 - 12,0	желтый - лиловый
Индигокармин	11,6 - 14,0	синий - желтый

4.2 Гидролиз солей

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с молекулами воды с образованием слабых электролитов. При этом нарушается равновесие диссоциации воды и изменяется рН раствора.

Гидролиз соли - это реакция, обратная реакции нейтрализации. Сущность ее сводится к связыванию анионом слабой кислоты катионов водорода из молекул воды или катионом слабого основания - гидроксид-ионов из воды. В результате изменяется реакция среды.

Рассмотрим типичные случаи гидролиза солей.

1. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием (Na₂CO₃, K₂S, CH₃COONa) протекает по аниону. При гидролизе таких солей в растворе накапливаются ионы ОН-, что создает щелочную реакцию среды.

CH₃COO- + H₂O CH₃COOH + OH-, рН 7

CH₃COONa + H₂O CH₃COOH + NaOH.

2. Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием (NH₄Cl, Al(NO₃)₃, CuCl₂), протекает по катиону. При гидролизе таких солей в растворе накапливаются ионы H⁺, что создает кислую реакцию среды.

NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + H⁺, рН 7

NH₄Cl + H₂O NH₄OH + HCl.

3. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой (СН₃СООNH₄, Al₂S₃), протекает одновременно и по катиону, и по аниону. Реакция среды и рН раствора в этом случае определяются относительной силой образующихся слабых оснований и кислот.

CH₃COONH₄ + H₂O CH₃COOH + NH₄OH

CH₃COO- + NH₄⁺ + H₂O CH₃COOH + NH₄OH.

4. Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами (NaCl, KNO₃) гидролизу не подвергаются, т.к. не содержат в своем составе ионов, способных связывать ионы воды.

5. Соли, образованные слабыми многоосновными кислотами или многокислотными основаниями диссоциируют ступенчато.

5а. Карбонат натрия Na₂CO₃ - соль слабой многоосновной кислоты Н₂CO₃ и сильного основания NaOH. При растворении в воде соль диссоциирует:

Na₂CO₃ > 2Na⁺ + CO₃^2-.

Катионы Na⁺ не могут связывать ионы OH- из воды в молекулы NaOH, так как NaOH является сильным электролитом. Соль гидролизуется по аниону. Карбонат-ион CO₃^2- связывает катион водорода одной молекулы воды в слабодиссоциирующий гидрокарбонат-ион НCO₃-, который является более слабым электролитом, чем молекула Н₂CO₃. Поэтому при обычных условиях гидролиз практически протекает по первой ступени.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

CO₃^2- + НОН НCO₃- + ОН-.

Образующиеся гидроксид-ионы объясняют щелочную среду раствора, рН > 7.

Молекулярное уравнение гидролиза:

Na₂CO₃ + НОН NaНCO₃ + NaOH.

В результате гидролиза по I ступени образуются кислая соль NaНCO₃ - гидрокарбонат натрия и основание NaOH.

5б. Сульфат цинка ZnSO₄ - соль слабого многокислотного основания Zn(OH)₂ и сильной кислоты H₂SO₄ . Соль в растворе диссоциирует:

ZnSO₄ > Zn²⁺ + SO₄^2-.

Сульфат-анион SO₄^2- не может связывать катионы Н⁺ из воды в молекулы H₂SO₄, так как серная кислота является сильным электролитом. Гидролиз протекает по катиону. Катион Zn²⁺, взаимодействуя с одной молекулой воды, связывает гидроксид-ион ОН- из воды, образуя гидроксокатион цинка Zn(OH)⁺, который является более слабым электролитом, чем молекулы Zn(OH)₂. Поэтому при обычных условиях гидролиз протекает практически по первой ступени, остальные ступени гидролиза - подавляются.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

Zn²⁺ + НОН Zn(OH)⁺ + Н⁺.

Катионы водорода Н⁺ определяют кислую среду раствора, рН < 7.

Молекулярное уравнение гидролиза:

2ZnSO₄+ 2НОН (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄.

В результате гидролиза по I ступени образуются основная соль (ZnOH)₂SO₄

- сульфат гидроксоцинка и серная кислота.

Полный необратимый гидролиз.

Соли, образованные очень слабыми многоосновными кислотами и многокислотными основаниями подвергаются полному гидролизу, протекающему до конца: A1₂(CO₃)₃; Cr₂(CO₃)₃; Cr₂S₃ и т.д.

Например, карбонат алюминия образован слабой двухосновной кислотой и слабым многокислотным основанием, поэтому гидролизуется и по катиону и по аниону. В обычных условиях гидролиз солей алюминия и солей угольной кислоты по отдельности обычно ограничивается только первыми ступенями:

А1³⁺ + НОН А1ОН²⁺ + Н⁺,

CO₃^2- + НОН НCO₃- + ОН-.

При совместном гидролизе (или при смешивании растворов этих солей) ионы ОН- и Н⁺ образуют молекулу слабого электролита Н₂О, что приводит к взаимному усилению гидролиза и по катиону, и по аниону: гидролитическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз идет по второй или по третьей ступени, т.е. необратимо до конца с образованием слабого электролита - малорастворимого гидроксида алюминия А1(ОН)₃ и слабой неустойчивой кислоты Н₂CO₃, распадающейся на CO₂ и H₂O.

Итоговое ионно-молекулярное уравнение:

2А1³⁺ + 3CO₃^2- + 3НОН = 2А1(ОН)₃v + 3CO₂^

Молекулярное уравнение:

A1₂(CO₃)₃ + ЗН₂О = 2А1(ОН)₃v + 3CO₂^

Количественно процесс гидролиза можно охарактеризовать с помощью степени гидролиза h и константы гидролиза К_гидр..

Степенью гидролиза называется отношение количества моль соли, которые подверглись гидролизу, к общему количеству соли в растворе.

Степень гидролиза возрастает:

- при разбавлении раствора;

- при повышении температуры;

- при добавлении соединений, содержащих ионы гидроксила или водорода;

- при добавлении веществ, взаимодействующих с продуктами гидролиза.

Вопросы для самоконтроля к разделу 4

1. Чему равны концентрации ионов водорода и ОН-ионов в воде при 25єС?

2. Что называется ионным произведением воды? Чему равно ионное произведение воды при 25єС?

3. Что называется водородным показателем (pH)? Гидроксильным показателем (pOH)? Как их можно рассчитать? Что значит: «кислая», «нейтральная», «щелочная среда»?

4. Понятие об индикаторах. Какие индикаторы Вы знаете?

5. Что называется гидролизом соли? В чем суть гидролиза солей? Какие соли подвергаются гидролизу?

6. Какие соли подвергаются гидролизу по катиону? Примеры.

7. Какие соли подвергаются гидролизу по аниону? Примеры.

8. Обратимость гидролиза. Ступенчатый гидролиз. Примеры.

9. Константа гидролиза и степень гидролиза. Влияние различных факторов на степень гидролиза (разбавление раствора, нагревание, добавление третьих веществ)?

10. Взаимное усиление гидролиза. Полный и необратимый гидролиз.

ПРИЛОЖЕНИЕ А

Плотности и концентрации растворов неорганических кислот

Плотность при 200С, г/см3	Концентрация Н2SO4	Плотность при 200С, г/см3	Концентрация НСl	Плотность при 200С, г/см3	Концентрация НNO3
	г/100 г	моль/л		г/100 г	моль/л		г/100 г	моль/л
1,030	4,746	0,4983	1,000	0,360	0,0987	1,025	4,883	0,7943
1,035	5,493	0,5796	1,005	1,360	0,3748	1,030	5,784	0,9454
1,040	6,237	0,6613	1,010	2,364	0,6547	1,035	6,661	1,094
1,045	6,956	0,7411	1,015	3,374	0,9391	1,040	7,530	1,243
1,050	7,704	0,8350	1,020	4,388	1,227	1,045	8,398	1,393
1,055	8,415	0,9054	1,025	5,408	1,520	1,050	9,259	2,543
1,060	9,129	0,9865	1,030	6,433	1,817	1,055	10,12	1,694
1,065	9,843	1,066	1,035	7,464	2,118	1,060	10,97	1,845
1,070	10,56	1,152	1,040	8,490	2,421	1,065	11,81	1,997
1,075	11,26	1,235	1,045	9,510	2,725	1,070	12,65	2,148
1,080	11,96	1,317	1,050	10,52	3,029	1,075	13,48	2,301
1,085	12,66	1,401	1,055	11,52	3,333	1,080	14,31	2,453
1,090	13,36	1,484	1,060	12,51	3,638	1,085	15,13	2,605
1,095	14,04	1,567	1,065	13,50	3,944	1,090	15,95	2,759
1,100	14,73	1,652	1,070	14,49	4,253	1,100	17,58	3,068
1,105	15,41	1,735	1,075	15,48	4,565	1,110	19,19	3,381
1,110	16,08	1,820	1,080	16,47	4,878	1,120	20,79	3,696
1,115	16,76	1,905	1,085	17,45	5,192	1,130	22,38	4,012
1,120	17,43	1,990	1,090	18,43	5,509	1,140	23,94	4,330
1,125	18,09	2,075	1,095	19,41	5,829	1,150	25,48	4,649
1,130	18,76	2,161	1,100	20,39	6,150	1,160	27,00	4,970
1,140	20,08	2,334	1,110	22,33	6,796	1,170	28,51	5,293
1,150	21,38	2,507	1,120	24,25	7,449	1,180	30,00	5,618
1,160	22,67	2,681	1,130	26,20	8,118	1,200	32,94	6,273
1,200	27,72	3,391	1,140	28,18	8,809	1,250	40,58	8,049
1,300	39,68	5,259	1,150	30,14	9,505	1,300	48,42	9,990
1,400	50,50	7,208	1,160	32,14	10,22	1,350	56,95	12,20
1,500	60,17	9,202	1,170	34,18	10,97	1,400	66,97	14,88
1,600	69,09	11,27	1,180	36,23	11,73	1450	79,43	18,28
1,700	77,63	13,46	1,190	38,32	12,50	1500	96,73	23,02
1,800	87,69	16,09	1,195	39,37	12,90	1,510	99,26	23,79
1,835	95,72	17,91	1,198	40,00	13,14	1,513	100,0	24,01

ПРИЛОЖЕНИЕ Б

Константы диссоциации важнейших кислот

Название	Формула	Ка	Название	Формула	Ка
Азотистая	HNO2	5,1 10-4	Теллуровая К1 К2 К3	H6TeO6	2,45 10-8
Бромноватая	HBrO3	2,0 10-1			1,1 10-11
Дихромовая К2	H2Cr2O7	2,3 10-2			1,0 10-15
Дитионовая К1 К2	H2S2O6	6,3 10-1	Тиосерная К1 К2	H2S2O3	2,5 10-1
		4,0 10-4			1,9 10-2
Дихлоруксусная	CHCl2COOH	5,0 10-2	Трихлоруксусная	CCl3C00H	2,0 10-1
Кремневая (орто) К1 К2 К3	H4SiO4	1,3 10-10	Уксусная	CH3COOH	1,74 10-5
		1,6 10-12	Угольная К1 К2	СО2 + Н2О	4,5 10-7
		2,0 10-14			4,8 10-11
Муравьиная	HCOOH	1,8 10-4	Фенол	С6Н5ОН	1,0 10-10
Мышьяковая К1 К2 К3	H3AsO4	5,6 10-3	Фосфористая К1 К2	H3PO3	3,1 10-2
		1,7 10-7			1,6 10-7
		2,9510-12	Фосфорная К1 (орто) К2 К3	H3PO4	7,1 10-3
Пероксид водорода	H2O2	2,0 10-12			6,2 10-8
Селенистая К1 К2	H2SeO3	1,8 10-3			5,0 10-13
		3,2 10-9	Фосфорная (пиро) К1 К2 К3 К4	H4Р2O7	1,2 10-1
Серная К2	H2SO4	1,15 10-2			7,9 10-3
Сернистая К1 К2	H2SO3	1,4 10-2			2,0 10-7
		6,2 10-8			4,8 10-10
Сероводородная К1 К2	H2S	1,0 10-7	Фтороводородная	HF	6,2 10-1
		2,5 10-13	Хлористая	HClO2	1,1 10-2
Синильная	HCN	5,0 10-10	Хлорноватистая	HClO	2,95 10-8
Теллуристая К1 К2	H2TeO3	2,7 10-3	Хромовая К1	H2CrO4	1,6 10-1
		1,8 10-8
Теллуроводородная К1 К2	H2Te	2,3 10-3
		6,9 10-13

Константы диссоциации важнейших оснований

Название	Формула	Кb
Аммиака раствор	NH3 + H2O	1,76 10-5
Бария гидроксид К2	Ba(OH)2	2,3 10-1
Гидразин	N2H4 + H2O	9,3 10-7
Гидроксиламин	NH2OH + H2O	8,9 10-9
Кальция гидроксид К2	Ca(OH)2	4,0 10-2
Свинца гидроксид К1 К2	Pb(OH)2	9,55 10-4
		3,0 10-8
Серебра гидроксид	AgOH	5,0 10-3

ПРИЛОЖЕНИЕ В

Произведения растворимости некоторых малорастворимых веществ

Формула вещества	ПР	Формула вещества	ПР
AgBr	5,3 10-13	Ca(OH)2	6,5 10-6
AgCl	1,78 10-10	CaSO4	2,5 10-5
Ag2CO3	1,2 10-12	CоS	4,0 10-21
Ag2CrO4	1,1 10-12	Cr(OH)3	6,3 10-31
Ag2CrO4	1,1 10-12	Cu(OH)2	8,3 10-20
Ag2Cr2O7	1,0 10-10	CuS	6,3 10-36
AgI	8,3 10-17	Fe(OH)3	6,3 10-38
Ag2S	6,3 10-50	FeS	5,0 10-18
Al(OH)3	3,2 10-34	MnS	2,5 10-10
BaCO3	4,0 10-10	Na3[AlF6]	4,1 10-10
BaC2O4	1,1 10-7	NiCO3	1,3 10-7
BaCrO4	1,2 10-10	NiC2O4	4,0 10-10
Ba(OH)2	5,0 10-3	Ni(OH)2 свежеосажд.	2,0 10-15
BaSO4	1,1 10-10	NiS	3,2 10-19
CaCO3	3,8 10-9	PbS	2,5 10-27
CaC2O4	2,3 10-9	SrSO4	3,2 10-7
CaCrO4	7,1 10-4	Zn(OH)2	1,4 10-17
CaF2	4,0 10-11	ZnS (вюрцит)	2,5 10-22

Размещено на Allbest.ru