pH
💳 Kup
pH
💳 Kup
pH, logarytmy, hydroliza... Spokojnie! Każde obliczenie rozłożymy na czynniki. Zaczynamy?
Dział 13Obliczenia pH, hydroliza soli, bufory, miareczkowanie
pH i hydroliza wymagają logarytmów i rozumienia, dlaczego sól może dać odczyn kwasowy lub zasadowy. Uczniowie mechanicznie liczą pH bez sprawdzania, czy kwas jest mocny czy słaby.
Jak to rozwiążemy: Każde obliczenie pH pokażemy na proporcji/wzorze, a hydrolizę wytłumaczymy „po ludzku" — zobaczysz, dlaczego dana sól daje konkretny odczyn.
Elektrolit — substancja, która w roztworze (lub stopiona) przewodzi prąd, bo rozpada się na jony (kwasy, zasady, sole). Nieelektrolit — nie dysocjuje na jony, nie przewodzi prądu (np. cukier, etanol).
• Mocne elektrolity — dysocjują niemal całkowicie (HCl, NaOH, większość soli).
• Słabe elektrolity — dysocjują częściowo (kwas octowy, amoniak).
Dysocjacja to rozpad elektrolitu na jony pod wpływem wody.
Kwasy → kationy wodoru H⁺ (H₃O⁺) + reszta kwasowa:
Zasady → kationy metalu + jony wodorotlenkowe OH⁻:
Sole → kationy metalu + aniony reszty kwasowej:
Kwasy z kilkoma atomami H (np. H₂CO₃, H₃PO₄) oddają protony etapami, każdy etap ma własną stałą Ka:
H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO₃⁻ (Ka1) potem HCO₃⁻ ⇌ H⁺ + CO₃²⁻ (Ka2)
Pierwszy etap zachodzi najłatwiej (Ka1 > Ka2 > Ka3).
Stopień dysocjacji α mówi, jaka część cząsteczek uległa rozpadowi (0–1 lub 0–100%). Mocne elektrolity: α ≈ 1; słabe: α małe.
Pełne omówienie trzech teorii (Arrhenius, Brønsted-Lowry, Lewis), sprzężonych par, reakcji amfiprotowych i wpływu budowy na moc kwasu znajdziesz w Dziale 12 — Kwasy i Zasady. Tu tylko krótkie przypomnienie potrzebne do dalszych obliczeń pH.
Wg Brønsteda-Lowry'ego: kwas to donor protonu H⁺, zasada to akceptor protonu. Kwas po oddaniu protonu staje się sprzężoną zasadą (np. HCl→Cl⁻).
Woda ulega autodysocjacji (w niewielkim stopniu):
Iloczyn jonowy wody (w 25°C):
W czystej wodzie [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/dm³ (odczyn obojętny).
• pH < 7 → odczyn kwasowy (dużo H₃O⁺)
• pH = 7 → obojętny
• pH > 7 → zasadowy (dużo OH⁻)
Mocny kwas: [H₃O⁺] = stężenie kwasu (całkowita dysocjacja):
Mocna zasada: [OH⁻] = stężenie zasady, liczymy pOH, potem pH:
Uwaga: Ca(OH)₂ i Ba(OH)₂ są dwuwodorotlenowe — dają 2 jony OH⁻ na cząsteczkę, więc [OH⁻] = 2 × stężenie zasady.
Słaby kwas dysocjuje tylko częściowo, więc [H₃O⁺] ≠ stężenie kwasu. Liczymy ze stałej dysocjacji Ka:
Stała dysocjacji słabego kwasu: Ka = [H₃O⁺][A⁻][HA]. Wiąże się ze stopniem dysocjacji α prawem Ostwalda: Ka = α²c(1−α), a dla bardzo słabych (α << 1): Ka ≈ α²c. Im większe Ka, tym mocniejszy kwas.
pKa = −log Ka (mniejsze pKa = mocniejszy kwas). Dla sprzężonej pary kwas-zasada zachodzi: Ka · Kb = Kw = 10⁻¹⁴, czyli pKa + pKb = 14. Im mocniejszy kwas, tym słabsza jego sprzężona zasada.
Mieszanina słabego kwasu i jego soli (np. CH₃COOH + CH₃COONa) stabilizuje pH — opiera się zmianom po dodaniu małych ilości kwasu lub zasady. pH liczymy wzorem Hendersona-Hasselbalcha:
Z pH liczymy [H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ; z [H₃O⁺] liczymy pH = −log[H₃O⁺].
Gdy miesza się DWA roztwory mocnego kwasu i mocnej zasady, trzeba najpierw sprawdzić, który ma nadmiar moli H⁺/OH⁻ — dopiero nadmiar decyduje o pH końcowym (reszta się zobojętnia).
Wzór [H₃O⁺]=√(Ka·c) jest PRZYBLIŻENIEM, ważnym tylko gdy dysocjacja jest na tyle mała, że c praktycznie się nie zmienia.
Przybliżenie jest poprawne, gdy c/Ka > 400–500 (stężenie znacznie większe niż Ka) — błąd wtedy <5%. Dla bardzo rozcieńczonych roztworów słabych kwasów lub kwasów o stosunkowo dużym Ka (np. c/Ka<100) przybliżenie zawodzi i trzeba rozwiązać pełne równanie kwadratowe: Ka = x²/(c−x).
Procent dysocjacji to stopień dysocjacji α wyrażony w procentach — pokazuje, jaki % cząsteczek uległo rozpadowi.
Choć [H₃O⁺] maleje przy rozcieńczaniu (mniej jonów w mniejszym stężeniu), PROCENT dysocjacji ROŚNIE — im bardziej rozcieńczony roztwór słabego elektrolitu, tym większa część cząsteczek (proporcjonalnie) ulega rozpadowi. To pozorny paradoks wynikający z prawa rozcieńczeń Ostwalda.
Dodanie do roztworu słabego elektrolitu soli zawierającej WSPÓLNY jon (np. octanu sodu do kwasu octowego) cofa dysocjację (przesuwa równowagę w lewo, zgodnie z regułą Le Chateliera) — zmniejsza stopień dysocjacji słabego elektrolitu.
| Typ bufora | Skład | Przykład |
|---|---|---|
| Kwasowy | Słaby kwas + jego sól (sprzężona zasada) | CH₃COOH + CH₃COONa (pH<7) |
| Zasadowy | Słaba zasada + jej sól (sprzężony kwas) | NH₃·H₂O + NH₄Cl (pH>7) |
Pojemność buforowa to miara odporności bufora na zmiany pH — ile moli mocnego kwasu/zasady można dodać, zanim pH zauważalnie się zmieni.
Pojemność buforowa jest NAJWIĘKSZA, gdy stężenia słabego kwasu i jego sprzężonej zasady są sobie RÓWNE (stosunek [sól]/[kwas]=1, czyli pH=pKa) — wtedy bufor ma "zapas" w obie strony (może zneutralizować dodany kwas LUB zasadę). Im wyższe stężenia obu składników (przy zachowanym stosunku 1:1), tym większa pojemność buforowa.
Poza obliczeniem pH gotowego bufora, równanie H-H pozwala zaprojektować bufor o żądanym pH — dobierając odpowiedni stosunek stężeń kwasu i soli.
Stosunek soli do kwasu ≈1,82:1 — praktyczna reguła: wybieraj kwas o pKa BLISKO żądanego pH (najlepiej ±1), bo wtedy potrzebny stosunek stężeń jest rozsądny (nie ekstremalny).
| Wskaźnik | Kwas | Zasada |
|---|---|---|
| oranż metylowy | czerwony | żółty |
| fenoloftaleina | bezbarwna | malinowa |
| błękit bromotymolowy | żółty | niebieski |
| papierek uniwersalny | czerwony | niebieski/granat |
Każdy wskaźnik zmienia barwę w określonym zakresie pH:
• oranż metylowy: ~pH 3,1–4,4
• błękit bromotymolowy: ~pH 6,0–7,6
• fenoloftaleina: ~pH 8,2–10,0
Do miareczkowania dobiera się wskaźnik tak, by zmieniał barwę blisko punktu równoważnikowego (np. mocny kwas + mocna zasada → fenoloftaleina lub oranż; słaby kwas + mocna zasada → fenoloftaleina).
Systematyczne porównanie mocy, wpływ budowy związku na moc kwasu i pełne tabele mocnych/słabych kwasów i zasad znajdziesz w Dziale 12 — Kwasy i Zasady. Tu tylko przypomnienie potrzebne do obliczeń pH.
O "mocy" decyduje stopień dysocjacji — jaka część cząsteczek rozpada się na jony w wodzie. Mocne kwasy/zasady (HCl, HNO₃, H₂SO₄, NaOH, KOH) dysocjują niemal całkowicie (α≈1); słabe (CH₃COOH, NH₃·H₂O) tylko częściowo — dlatego przy tym samym stężeniu słaby kwas ma wyższe pH niż mocny.
Kwas + zasada → sól + woda. Istota: H⁺ łączy się z OH⁻ dając wodę.
Cząsteczkowo:
Jonowo skrócone (istota reakcji):
Hydroliza soli to reakcja jonów soli z wodą, która zmienia odczyn roztworu. Zachodzi, gdy sól pochodzi od słabego kwasu lub słabej zasady.
• Hydroliza anionowa — reszta słabego kwasu reaguje z wodą (odczyn zasadowy).
• Hydroliza kationowa — kation słabej zasady reaguje z wodą (odczyn kwasowy).
• Kationowo-anionowa — oba jony reagują (sól słabego kwasu i słabej zasady).
Hydroliza to „przeciąganie liny" o proton z wodą. Jeśli sól ma w sobie resztę słabego kwasu, ta reszta „wyrywa" wodę na jony i uwalnia OH⁻ → zrobi się zasadowo. Jeśli ma kation słabej zasady — odwrotnie, uwalnia H⁺ → kwasowo. Sól z mocnego kwasu i mocnej zasady nikogo nie przeciąga → obojętnie.
Sól mocnego kwasu i mocnej zasady NIE hydrolizuje — odczyn obojętny (pH = 7), bo żaden jon nie reaguje z wodą.
Sól słabego kwasu i mocnej zasady → reszta kwasowa reaguje z wodą, uwalnia OH⁻ → odczyn zasadowy.
Przykłady: CH₃COONa, Na₂CO₃, NaF
Sól mocnego kwasu i słabej zasady → kation reaguje z wodą, uwalnia H⁺ → odczyn kwasowy.
Przykłady: NH₄Cl, NH₄NO₃
Sól słabego kwasu i słabej zasady → hydrolizują oba jony. Odczyn zależy od tego, który jest słabszy (mocniejszy z dwóch wygrywa):
Cząsteczkowy (całe wzory):
Jonowy skrócony (tylko jony biorące udział — istota hydrolizy):
Reguła na podstawie pochodzenia soli (od jakiego kwasu i zasady):
• mocny kwas + mocna zasada → obojętny (NaCl)
• słaby kwas + mocna zasada → zasadowy (CH₃COONa)
• mocny kwas + słaba zasada → kwasowy (NH₄Cl)
• słaby kwas + słaba zasada → zależy od mocy (porównaj Ka i Kb)
Rozłóż sól na kwas i zasadę, od których pochodzi. „Wygrywa" mocniejszy: jeśli mocniejsza zasada → zasadowo, jeśli mocniejszy kwas → kwasowo, jeśli oba mocne lub równe → obojętnie.
Dla soli ulegającej hydrolizie pH liczy się analogicznie do słabego kwasu/zasady, ale stałą dysocjacji zastępuje stała hydrolizy, powiązana z Ka/Kb pierwotnego kwasu/zasady wzorem Kh=Kw/Ka (dla hydrolizy anionowej) lub Kh=Kw/Kb (dla kationowej).
Sole zawierające jon amfiprotyczny (np. NaHCO₃, NaHSO₃, Na₂HPO₄) mają pH zależne od RÓWNOWAGI dwóch przeciwstawnych procesów — jon jednocześnie może oddawać i przyjmować proton.
Dla NaHCO₃: jon HCO₃⁻ może zachować się jak kwas (HCO₃⁻⇌H⁺+CO₃²⁻, Ka2) lub jak zasada (HCO₃⁻+H₂O⇌H₂CO₃+OH⁻, powiązane z Ka1). Wynikowe pH roztworu jest przybliżoną średnią logarytmiczną obu stałych, niezależną (w przybliżeniu) od stężenia soli.
Iloczyn rozpuszczalności Ksp to stała równowagi dla rozpuszczania trudno rozpuszczalnej soli — iloczyn stężeń jonów (w potęgach równych współczynnikom) w roztworze NASYCONYM.
Porównuje się iloczyn jonowy Q (z aktualnych, niekoniecznie równowagowych stężeń) z Ksp — dokładnie tak jak Q vs K w równowadze chemicznej (Dział 8).
| Porównanie | Wniosek |
|---|---|
| Q < Ksp | Roztwór nienasycony — osad NIE wytrąca się |
| Q = Ksp | Roztwór dokładnie nasycony — stan równowagi |
| Q > Ksp | Roztwór przesycony — osad WYTRĄCA SIĘ, aż Q spadnie do Ksp |
Gdy roztwór zawiera DWA kationy (lub aniony) mogące tworzyć osad z tym samym odczynnikiem, dodając go stopniowo, jako PIERWSZY wytrąca się osad o NIŻSZYM Ksp — to pozwala rozdzielić jony metodą strącania selektywnego.
Bezpośrednie porównanie Ksp działa dobrze TYLKO dla soli o tej samej stechiometrii (np. dwóch soli typu AB). Dla soli o różnej stechiometrii (np. AB vs AB₂) niższe Ksp nie zawsze oznacza mniejszą rozpuszczalność molową — trzeba przeliczyć rozpuszczalność s z Ksp osobno dla każdej soli.
Miareczkowanie to metoda oznaczania nieznanego stężenia kwasu (lub zasady) przez stopniowe dodawanie roztworu o znanym, dokładnym stężeniu (mianowanego) aż do zobojętnienia.
| Pojęcie | Definicja |
|---|---|
| Punkt równoważnikowy | Teoretyczny moment, gdy liczba moli H⁺ = liczba moli OH⁻ (dokładna stechiometria) — nie zawsze pH=7! |
| Punkt końcowy | Praktyczny moment, gdy OBSERWUJEMY zmianę barwy wskaźnika — powinien być jak najbliżej punktu równoważnikowego |
Dla miareczkowania słaby kwas + mocna zasada, w punkcie równoważnikowym powstaje sól ulegająca hydrolizie anionowej — pH>7! Dla mocny kwas + słaba zasada — pH<7. Tylko mocny+mocny daje pH=7 w punkcie równoważnikowym.
| Typ miareczkowania | pH w punkcie równoważnikowym | Kształt krzywej |
|---|---|---|
| Mocny kwas + mocna zasada | 7 | Bardzo stromy skok pH przez szeroki zakres (ok. 4-10) |
| Słaby kwas + mocna zasada | >7 (zasadowy) | Skok mniej stromy, punkt równoważnikowy przesunięty w stronę zasadową; obecna strefa buforowa przed skokiem |
| Mocny kwas + słaba zasada | <7 (kwasowy) | Skok mniej stromy, przesunięty w stronę kwasową |
| Słaby kwas + słaba zasada | zależy od Ka/Kb | Bardzo łagodny, słabo zaznaczony skok — trudne do dokładnego miareczkowania |
Wskaźnik dobiera się tak, by jego zakres zmiany barwy (pKa wskaźnika) mieścił się w STROMYM odcinku krzywej (skoku pH) wokół punktu równoważnikowego. Dla mocny+mocny (skok szeroki, 4–10) pasuje niemal każdy wskaźnik (oranż metylowy LUB fenoloftaleina). Dla słaby kwas+mocna zasada (punkt równoważnikowy zasadowy) — TYLKO fenoloftaleina (zmienia barwę ok. pH 8,2–10). Dla mocny kwas+słaba zasada (punkt równoważnikowy kwasowy) — TYLKO oranż metylowy (zmienia barwę ok. pH 3,1–4,4).
W trakcie miareczkowania OBJĘTOŚĆ roztworu w kolbie stale rośnie (dodajemy titranta z biurety) — trzeba to uwzględnić przy obliczeniach pH w PUNKTACH POŚREDNICH (nie tylko na końcu).
| Zagadnienie | Częstość | Trudność |
|---|---|---|
| Obliczenia pH (mocne kwasy/zasady) | ⭐⭐⭐⭐⭐ | Średni |
| Hydroliza soli i odczyn roztworu | ⭐⭐⭐⭐⭐ | Średni |
| Przewidywanie odczynu roztworu soli | ⭐⭐⭐⭐ | Średni |
| Dysocjacja elektrolityczna | ⭐⭐⭐⭐ | Łatwy |
| Iloczyn jonowy wody, pOH | ⭐⭐⭐ | Średni |
Konkretne rzeczy, na których CKE najczęściej „łapie" w tym dziale. Sprawdź, czy nie wpadasz w żadną:
Dla mocnego [H₃O⁺]=c, dla słabego [H₃O⁺]=√(Ka·c). Użycie złego wzoru = błąd.
Ca(OH)₂ daje 2 OH⁻ na cząsteczkę — stężenie OH⁻ jest 2× większe. Częsty błąd.
Sól mocnego kwasu i słabej zasady → odczyn kwasowy. Trzeba wiedzieć, który jon hydrolizuje.
Ta zależność działa w temperaturze pokojowej. Łatwo zapomnieć o warunku.
Mylenie kierunku przeliczenia log↔stężenie to klasyczny błąd.
Każdy temat ma osobną rubrykę z zadaniami i własnym paskiem postępu. Rozwiąż zadanie samodzielnie, potem kliknij „Pokaż rozwiązanie".
| [HCl] | 0,01 mol/L = 10⁻² mol/L |
| HCl | mocny kwas — dysocjuje całkowicie |
pH = 2
| [NaOH] | 0,001 = 10⁻³ mol/L |
pH = 11
Treść: Oblicz pH wodnego roztworu kwasu solnego (HCl) o stężeniu 0,001 mol·dm⁻³.
Treść: Oblicz pOH oraz pH wodnego roztworu KOH o stężeniu 0,01 mol·dm⁻³.
Treść: Oblicz liczbę moli jonów powstałych z dysocjacji soli w 0,5 dm³ roztworu chlorku magnezu o stężeniu 0,1 mol·dm⁻³.
Treść: Roztwór pewnego kwasu ma pH = 4. Oblicz stężenie jonów wodorowych w tym roztworze.
Treść: Napisz równanie I stopnia dysocjacji kwasu fosforowego(V) i podaj nazwę powstającego anionu.
Treść: Oblicz stężenie jonów wodorowych i pH w roztworze H₂SO₄ o stężeniu 0,005 mol·dm⁻³ (mocny, dysocjuje całkowicie).
Treść: Oblicz pH roztworu HCl o stężeniu 0,010 mol/dm³ (mocny kwas, pełna dysocjacja).
| C(HCl) | 0,010 mol/dm³ |
Treść: Oblicz pH roztworu NaOH o stężeniu 0,0010 mol/dm³. (pH+pOH=14)
| C(NaOH) | 0,0010 mol/dm³ |
Treść: Oblicz pH roztworu kwasu octowego 0,10 mol/dm³ (Ka=1,8×10⁻⁵). Skorzystaj z [H⁺]=√(Ka·C).
| C | 0,10 mol/dm³ |
| Ka | 1,8×10⁻⁵ |
Treść: Roztwór HCl ma pH=2. Jak zmieni się pH po 10-krotnym rozcieńczeniu wodą?
| pH początkowe | 2 |
| rozcieńczenie | 10× |
Treść: Roztwór ma pH=9,0. Oblicz stężenie jonów OH⁻.
| pH | 9,0 |
Treść: W czystej wodzie w 25°C [H⁺]=10⁻⁷. Oblicz [OH⁻] i Kw.
| [H⁺] | 10⁻⁷ mol/dm³ |
Treść: Zmieszano 50 cm³ HCl 0,10 mol/dm³ z 50 cm³ NaOH 0,10 mol/dm³. Oblicz pH roztworu.
| HCl | 50 cm³, 0,10 mol/dm³ |
| NaOH | 50 cm³, 0,10 mol/dm³ |
Treść: Do 1 dm³ wody (pH=7) dodano 0,01 mol HCl (bez zmiany objętości). Oblicz pH.
| woda | 1 dm³ |
| dodano | 0,01 mol HCl |
Treść: Zaprojektuj sposób przygotowania 250 cm³ wodnego roztworu NaOH o pH = 12, dysponując stałym NaOH, wodą i sprzętem laboratoryjnym. Oblicz potrzebną masę NaOH (M = 40 g·mol⁻¹).
Treść: Próbkę potasu o masie 0,078 g wrzucono do 250 cm³ wody. Załóż, że objętość roztworu nie zmieniła się. Oblicz stężenie molowe powstałego wodorotlenku oraz pH otrzymanego roztworu (M(K) = 39 g·mol⁻¹).
Treść: pH wodnego roztworu pewnego słabego kwasu jednoprotonowego HX o stężeniu 0,080 mol·dm⁻³ wynosi 3,0. Oblicz stałą dysocjacji tego kwasu.
Treść: Wodny roztwór amoniaku ma pH = 11. Stała dysocjacji zasady amonowej Kb = 1,8·10⁻⁵. Oblicz stężenie molowe amoniaku w tym roztworze.
Treść: Do 20 cm³ roztworu NaOH o pH = 12 dodano 180 cm³ roztworu mocnego kwasu HX o pH = 2. Oblicz pH otrzymanego roztworu.
Treść: Oblicz stopień dysocjacji, stężenie jonów wodorowych, pH oraz stężenia cząsteczek zdysocjowanych i niezdysocjowanych w 0,02-molowym roztworze słabego kwasu HX o stałej dysocjacji Kₐ = 1,0·10⁻⁷.
Treść: Oblicz pOH roztworu kwasu azotowego(III) (HNO₂) o stężeniu 0,4 mol·dm⁻³ i stopniu dysocjacji α = 3%.
Treść: W wodzie rozpuszczono 5,6 dm³ chlorowodoru (warunki normalne) i dopełniono wodą do objętości 0,5 dm³. Oblicz stężenie molowe kationów wodorowych oraz pH otrzymanego roztworu (Vmol = 22,4 dm³·mol⁻¹).
Treść: Oblicz stopień dysocjacji słabego kwasu HX, jeśli pH jego 0,1-molowego roztworu wynosi 2,5.
Treść: Do trzech probówek, w których znajduje się po 10 cm³ 0,1-molowego roztworu HNO₃, dodano kolejno: (1) 5 cm³ 0,1-molowego HNO₃, (2) 5 cm³ 0,1-molowego KOH, (3) 5 cm³ wody. Określ, jak zmieniło się pH w każdej probówce (wzrost / spadek / bez zmian).
a) zasadowy b) kwaśny c) obojętny
Treść: Określ odczyn wodnego roztworu chlorku sodu (NaCl) i rozstrzygnij, czy zachodzi hydroliza tej soli.
Treść: Określ odczyn wodnego roztworu octanu sodu (CH₃COONa) i podaj typ zachodzącej hydrolizy.
Treść: Określ odczyn (kwasowy/zasadowy/obojętny) wodnych roztworów soli: a) CH₃COONa, b) NH₄Cl, c) NaCl.
| CH₃COONa | sól słabego kwasu i mocnej zasady |
| NH₄Cl | sól mocnego kwasu i słabej zasady |
| NaCl | sól mocnego kwasu i mocnej zasady |
Treść: Napisz, który jon ulega hydrolizie w roztworze Na₂CO₃ i jaki jest odczyn.
| sól | Na₂CO₃ |
Treść: Dla wodnych roztworów soli: węglanu potasu (K₂CO₃), chlorku żelaza(III) (FeCl₃) oraz azotanu(V) potasu (KNO₃) napisz równania hydrolizy w formie jonowej skróconej (lub zaznacz brak hydrolizy) i określ odczyn.
Bufor utrzymuje stałe pH. Bufor octanowy = słaby kwas CH₃COOH + jego sól CH₃COONa
a) 10⁻³ mol/L b) 0,001 mol/L c) 100 razy bardziej kwaśny
Treść: Zmieszano 10 cm³ roztworu NaCl o stężeniu 0,02 mol·dm⁻³ z 10 cm³ roztworu AgNO₃ o stężeniu 0,02 mol·dm⁻³. Iloczyn rozpuszczalności AgCl wynosi 1,8·10⁻¹⁰. Rozstrzygnij obliczeniowo, czy wytrąci się osad.
Treść: Iloczyn rozpuszczalności jodku ołowiu(II) PbI₂ wynosi 7,1·10⁻⁹. Oblicz rozpuszczalność tej soli (w mol·dm⁻³) oraz stężenia jonów Pb²⁺ i I⁻ w roztworze nasyconym.
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24