Вплив різноманітних факторів на утворення осадів:

1. Концентрація розчину: осаджування треба проводити із концен­трованих розчинів (якщо важкорозчинний електроліт має відносно велике зна­чення ДР).

2. Кількість осаджувача: для повного осадження використовують надлишок осаджувача (приблизно у 1,5 ра­зи більше, ніж треба за рівнянням реакції).

3. Вплив однойменного іона: розчинність важкорозчинних елект­ролітів знижується у присутності однойменного іона інших сильних електролітів.

4. Сольовий ефект: розчинність важкорозчинного електроліту підвищується у присутності солі, яка не містить однойменного іона.

5. Вплив температури: осадження проводять із холодних розчинів (так як з підвищенням температури ДР підвищується). Осаджування із гарячих розчинів проводять лише тоді, коли температура позитивно впливає на характер та структу­ру осаду (перехід із аморфного стану у кристалічний).

У деяких практичних і аналітичних задачах потрібно правильно вирішити питання про порядок і повноту осадження іонів із суміші. Це визначають за значенням ДР утворюваних осадів – першим із суміші осаджується електроліт, для досягнення значення ДР якого потрібна менша концентрація іона-осаджувача.

Константа дисоціації

Дисоціація слабких електролітів – оборотний процес, який характеризується константою рівноваги.

Розглянемо дисоціацію слабкого електроліту за схемою:

NH₄OH↔NH₄⁺ + OH^-

Слабкі електроліти у водних розчинах дисоціюють частково, тому у розчині встановлюється динамічна рівновага між молекулами та іонами. Таким чином, до процесу дисоціації слабкого електроліту можна застосувати закони хімічної рівноваги. Константа рівноваги для дисоціації слабкого електроліту називається константою дисоціації.

Кр=Кд=	[NH4^+]·[OH^-]
	[NH4OH]

Кд – константа дисоціації, при певній температурі стала величина, не залежить від концентрацій.

Оскільки NH₄OH – слабкий електроліт, його концентрація практично не змінюється, тобто Кд= [NH₄⁺]·[OH^-]. Константа дисоціації характеризує здатність електроліту розпадатися на іони; чим вище значення Кд, тим більший ступінь дисоціації електроліту, отже даний електроліт – сильніший.

Йонний добуток води. Водневий показник

Розглянемо, як дисоціює на іони такий слабкий електроліт, як вода:

H₂O↔H⁺ + OH^-

При температурі 22^оС тільки 10^-7моль/л води дисоційовано на іони.

Кд=	[H^+]·[OH]
	[H2O]

, або Кд·[H₂O]=[H⁺]·[OH^-]

Кд – стала величина; [H₂O] – практично стала величина, оскільки вода існує у вигляді недисоційованих молекул. Таким чином, Кд·[H₂O] – стала величина, отже і [Н⁺]·[ОН^-] (при температурі 22^оС) – також стала величина.

Таким чином, [Н⁺]·[ОН^-]=Kw і є сталою величиною.

Kw – іонний добуток води, величина стала при сталій температурі; дорівнює добутку концентрацій іонів Гідрогену та гідроксогруп. Як би не змінювались концентрації іонів Н⁺ і ОН^-, добуток їх концентрацій у будь-якому вод­ному розчині – стала величина і при температурі 22^оС дорівнює 10^-14: таким чином, Kw=10^-14.

Перетворимо вираз: [Н⁺]·[ОН^-]=10^-14

lg[H⁺] + lg[OH^-]= -14 /· (-1); (-lg[H⁺]) + (-lg[OH^-])=14

Позначимо: -lg[H⁺]=pH, a -lg[OH^-]=pOH, тоді рН + рОН=14

рН – водневий показник, за допомогою якого можна кількісно охарактеризувати реакцію середовища розчину.

рН – негативний десятковий логарифм молярної концентрації іонів Гідрогену.

рОН – гідроксидний показник.

Якщо [Н⁺]=[ОН^-], то рН=рОН=7, розчин нейтральний;

Якщо [Н⁺] > [OH^-], то рН < рОН : 0<рН<7, розчин кислий;

Якщо [Н⁺] < [ОН^-], то рН > рОН : 7<рН≤14, розчин лужний.

Інтервал рН	Характеристика середовища	[Н^+], моль/л
0 – 3 4 – 6 7 8 – 10 11 – 14	Сильнокисле Слабкокисле Нейтральне Слабколужне Сильнолужне	10^-1 – 10^-3 10^-4 – 10^-6 10^-7 10^-8 – 10^-10 10^-11 – 10^-14

Гідроліз солей. Поняття про буферні розчини

Гідроліз солей – це обмінна реакція "слабкого" іону солі із полярною молекулою во­ди, внаслідок якої утворюється слабкий електроліт. Внаслідок гідро­лізу розчини деяких солей мають нейтральну, кислу чи лужну реакцію середовища.

Кожна сіль може бути розглянута, як продукт взаємодії основи та кислоти.