Wykład 2

część 2

Reakcje przebiegające
w roztworach wodnych

Hydroliza soli

Rozpuszczaniu w wodzie niektórych soli towarzyszą reakcje jonów tych

soli (powstałych w roztworze w wyniku ich dysocjacji)
z cząsteczkami wody.
Rozpatrzmy zachowanie w wodzie soli pochodzących od różnych
kwasów (mocnych i słabych) oraz zasad (mocnych i słabych).

Omówimy zachowanie w wodzie soli:

„

słabej zasady i mocnego kwasu

„

słabego kwasu i mocnej zasady

„

słabej zasady i słabego kwasu

„

mocnego kwasu i mocnej zasady

Hydroliza soli

Sól mocnego kwasu i słabej zasady, np:

NH

4

Cl chlorek amonu (sól

mocnego kwasu HCl

i

słabej zasady

NH

3

.

H

2

O

)

H

2

O

NH

4

Cl →

NH

4

+

+ Cl

-

(sól rozpuszczalna w H

2

O, całkowicie

zdysocjowana na jony)

powstające w wyniku dysocjacji soli jony NH

4

+

reagują

z cząsteczkami wody

NH

4

+

+ H

2

O

NH

3

.

H

2

O + H

+

(tworzy się słaba niezdysocjowana zasada, kationy NH

4

+

wiążą

aniony OH

-

pochodzące z wody, w środowisku reakcji pojawiają się

kationy H

+

)

Możemy również spotykać zapis:
NH

4

+

+ H

2

O NH

3

+ H

3

O

+

(H

3

O

+

= w uproszczeniu H

+

)

Cl

-

+ H

2

O aniony Cl

-

nie reagują

z cząsteczkami wody i nie tworzą

niezdysocjowanych cząsteczek HCl z H

+

pochodzącymi z H

2

O, ponieważ

HCl jest kwasem mocnym całkowicie zdysocjowanym w H

2

O na jony

H

+

+ Cl

-

również pojawiające się w środowisku reakcji H

+

(H

3

O

+

) nie reagują Cl

-

i nie tworzą niezdysocjowanych cząsteczek mocnego kwasu

Zapis cząsteczkowy reakcji hydrolizy NH

4

Cl nie jest zapisem

oddającym poprawnie istotę tej reakcji, ponieważ nie

odzwierciedla rzeczywistego przebiegu reakcji, w której faktycznie z

cząsteczkami wody reaguje kation NH

4

+

powstający w wyniku

dysocjacji soli pod wpływem cząsteczek wody.
Podany zapis nie wyjaśnia odczynu soli hydrolizującej,

nie należy

go stosować:

NH

4

Cl + H

2

O

NH

4

OH + HCl (

zapis nieprawidłowy

)

Zapis jonowy (pełny) jest bardziej poprawny
NH

4

+

+ Cl

-

+ H

2

O

NH

3

.

H

2

O + H

+

+

Cl

-

Zapis jonowy skrócony oddaje istotę przebiegającej reakcji:
NH

4

+

+ H

2

O NH

3

.

H

2

O +

H

+

Odczyn roztworu: kwaśny

(wskazuje na to pojawienie się w

środowisku reakcji hydrolizy - kationów

H

+

)

Hydroliza kationowa,

ponieważ reakcji z cząsteczkami wody

ulegają kationy tej soli.

Prawidłowy zapis reakcji hydrolizy tej soli:

H

2

O

NH

4

Cl NH

4

+

+ Cl

-

( α = 1, sól całkowicie dysocjuje na jony)

NH

4

+

+ H

2

O

NH

3

.

H

2

O +

H

+

Odczyn kwaśny, czyli pH < 7

Hydroliza soli

Sól słabego kwasu i mocnej zasady, np:

NaNO

2

(sól

słabego kwasu HNO

2

kwas azotowy (III)

i

sól

mocnej zasady NaOH wodorotlenek sodu)

H

2

O

NaNO

2

→

Na

+

+ NO

2

-

(sól rozpuszczalna w H

2

O całkowicie zdysocjowana na jony α =1)

powstające w wyniku dysocjacji soli jony NO

2

-

reagują

z cząsteczkami

wody

NO

2

-

+ H

2

O

HNO

2

+ OH

-

(

tworzy się słaby niezdysocjowany kwas, aniony NO

2

-

pobierają kationy

H

+

od cząsteczek wody, w środowisku reakcji pojawiają się aniony OH

-

)

Na

+

+ H

2

O

kationy Na

+

nie reagują z H

2

O

i nie tworzą niezdysocjowanych cząsteczek NaOH z OH

-

,

ponieważ NaOH jest mocną zasadą całkowicie zdysocjowaną w H

2

O na jony

Na

+

+ OH

-

Zapis cząsteczkowy reakcji hydrolizy NaNO

2

nie jest zapisem oddającym

poprawnie istotę tej reakcji, ponieważ nie odzwierciedla rzeczywistego

przebiegu reakcji, w której faktycznie z cząsteczkami wody reaguje anion

NO

2

-

powstający w wyniku dysocjacji soli pod wpływem cząsteczek wody.

Podany zapis nie wyjaśnia odczynu soli hydrolizującej nie należy go

stosować

NaNO

2

+ H

2

O HNO

2

+ NaOH )

zapis nieprawidłowy

Nie należy stosować takiego zapisu.

Poprawniejszy jest zapis jonowy (pełny)

Na

+

+ NO

2

-

+ H

2

O HNO

2

+ Na

+

+ OH

-

Zapis jonowy skrócony oddaje istotę tej reakcji:
NO

2

-

+ H

2

O HNO

2

+

OH

-

Odczyn roztworu: zasadowy

(wskazuje na

to pojawienie się w

środowisku reakcji hydrolizy anionów

OH

-

).

Hydroliza anionowa, bo reakcji z cząsteczkami wody ulegają

aniony soli.

Prawidłowy zapis reakcji hydrolizy tej soli:

H

2

O

NaNO

2

→

Na

+

+ NO

2

-

( α = 1, sól całkowicie dysocjuje na jony)

NO

2

-

+ H

2

O

HNO

2

+

OH

-

Odczyn zasadowy pH > 7

Hydroliza soli

Sól słabego kwasu i słabej zasady, np:

NH

4

NO

2

(sól

słabego kwasu HNO

2

kwas azotowy (III)

i

słabej zasady

NH

3

.

H

2

O

)

NH

4

NO

2

→ NH

4

+

+ NO

2

-

(sól rozpuszczalna w H

2

O, α = 1)

powstające w wyniku dysocjacji soli jony (

kationy

i

aniony

) reagują z

cząsteczkami wody

NO

2

-

+ H

2

O

HNO

2

+ OH

-

(

tworzy się słaby niezdysocjowany kwas, ponieważ aniony NO

2

-

pobierają

kationy H

+

od cząsteczek wody, więc w środowisku reakcji pojawiają się

aniony OH

-

)

NH

4

+

+ H

2

O

NH

3

.

H

2

O + H

+

(

lub NH

4

+

+

H

2

O

H

3

O

+

+ NH

3

)

(tworzy się słaba niezdysocjowana zasada, kationy NH

4

+

wiążą aniony OH

-

od

cząsteczek wody w środowisku wodnym w wyniku tej reakcji pojawiają się

kationy H

+

)

Kationy H

+

i aniony OH

-

tworzą niezdysocjowane cząsteczki wody

H

+

+ OH

-

→ H

2

O

Zapis cząsteczkowy reakcji hydrolizy nie jest zapisem oddającym

poprawnie istotę tej reakcji, ponieważ nie odzwierciedla rzeczywistego

przebiegu reakcji, w której faktycznie z cząsteczkami wody reaguje

zarówno anion NO

2

-

jak i kation NH

4

+

powstające w wyniku dysocjacji

soli pod wpływem cząsteczek wody. Zatem zapisu cząsteczkowego
nie należy stosować.

NH

4

NO

2

+ H

2

O

NH

4

OH + HNO

2

zapis nieprawidłowy, nie należy

stosować takiego zapisu

Zapis jonowy (pełny)
NH

4

+

+ NO

2

-

+ H

2

O

NH

3

.

H

2

O + HNO

2

Zapis jonowy skrócony w tym przypadku jest identyczny z zapisem pełnym:
NH

4

+

+ NO

2

-

+ H

2

O

NH

3

.

H

2

O + HNO

2

Odczyn roztworu: zbliżony do obojętnego

(w środowisku reakcji hydrolizy nie

pojawiają się aniony

OH

-

ani kationy

H

+

)

Hydroliza anionowo-kationowa, ponieważ reakcji z cząsteczkami

wody ulegają zarówno aniony jaki kationy soli.

Prawidłowy zapis reakcji hydrolizy tej soli:

H

2

O

NH

4

NO

2

→

NH

4

+

+ NO

2

-

( α = 1, sól całkowicie dysocjuje na jony)

hydroliza

NH

4

+

+ NO

2

-

+ H

2

O

HNO

2

+ NH

3

.

H

2

O

zobojętnianie

W środowisku reakcji nie pojawiają się kationy H

+

(H

3

O

+

)

ani aniony OH

-

Odczyn roztworu jest zbliżony do obojętnego (czyli pH ≈ 7).

Należy zdawać sobie sprawę, że odczyn soli słabego kwasu i słabej
zasady nie musi być idealnie obojętny, czyli pH nie musi być dokładnie

= 7 .

O odczynie będzie decydować moc słabego kwasu i moc słabej

zasady, co wyrażamy za pomocą wartości stałej dysocjacji kwasu i
zasady.

Jeżeli

stała dysocjacji kwasu

będzie większa

niż

stała dysocjacji zasady

(czyli kwas będzie mocniejszym kwasem niż

zasada) to odczyn takiej soli będzie lekko kwaśny,

jeżeli zasada będzie mocniejsza niż kwas tworzący tę sól,
to odczyn będzie soli będzie lekko zasadowy.
Jeżeli nie znamy wartości stałych dysocjacji słabego kwasu i słabej
zasady zaznaczamy, że w tym przypadku odczyn jest zbliżony do
obojętnego
czyli pH ≈ 7.

Hydroliza soli

Sól

mocnego kwasu

i

mocnej zasady,

np:

NaCl chlorek sodu (sól

mocnego kwasu HCl

i

mocnej zasady NaOH wodorotlenek sodu)

NaCl → Na

+

+ Cl

-

(sól rozpuszczalna w H

2

O, całkowicie

zdysocjowana na jony)

Na

+

+ H

2

O → kationy Na

+

nie reagują z H

2

O i nie tworzą

niezdysocjowanych cząsteczek NaOH z OH

-

, ponieważ NaOH jest

mocną zasadą całkowicie zdysocjowaną w H

2

O na jony

Cl

-

+ H

2

O →

aniony Cl

-

nie reagują z H

2

O i nie tworzą

niezdysocjowanych cząsteczek HCl , ponieważ HCl jest mocnym

kwasem całkowicie zdysocjowanym w H

2

O na jony

Na

+

+ Cl

-

+ H

2

O → reakcja nie przebiega

Odczyn roztworu: obojętny

(reakcja hydrolizy

nie przebiega

w

roztworze nie pojawiają się aniony

OH

-

ani kationy

H

+

)

Również w tej reakcji lepiej nie zapisywać tej reakcji cząsteczkowo,

jeżeli chcemy pokazać, że jony powstałe w wyniku dysocjacji nie
reagują z cząsteczkami H

2

O.

NaCl + H

2

O → reakcja nie przebiega

Poprawny zapis:

Na

+

+

Cl

-

+ H

2

O → reakcja nie przebiega

Odczyn roztworu jest obojętny, ponieważ mamy do czynienia z

roztworem, w którym nie występują w nadmiarze jony H

+

ani jony

OH

-

Badanie odczynu roztworów wodnych

Do stwierdzenia charakteru odczynu roztworu wodnego wykorzystuje

się specjalne substancje zwane wskaźnikami. Wskaźniki zmieniają

zabarwienie w zależności od stężenia jonów H

+

w roztworze

wodnym.
Roztwór ma odczyn kwaśny, jeżeli stężenie tych jonów (H

+

)

jest

większe niż stężenie jonów OH

-

.

Roztwór ma odczyn obojętny jeżeli stężenie kationów H

+

= stężeniu

anionów OH

-,

czyli w roztworze występują praktycznie tylko

niezdysocjowane cząsteczki wody

.

Jeżeli w roztworze występują nadmiar OH

-

w stosunku kationów

H

+

(H

3

O

+

) i w związku z powyższym nie są one związane w

niezdysocjowane cząsteczki wody roztwór ma charakter zasadowy.

Dla określenia odczynu wodnego roztworu stosowana jest skala pH

(jest to skala, wg której stężenie jonów H

+

, z uwagi na podaje

bardzo niewielkie wartości tego stężenia się w postaci

ujemnego logarytmu pH =

-

log [H

+

].

Zgodnie z tą skalą roztwór obojętny ma pH = 7,

roztwory o pH < 7, to roztwory o odczynie kwaśnym

roztwory o pH > 7 to roztwory o odczynie zasadowym.

Do określania odczynu roztworu można wykorzystywać roztwory

pojedynczych wskaźników,

lub tzw. papierki wskaźnikowe nasączone wieloma wskaźnikami, co

pozwala bardziej precyzyjnie określić odczyn roztworu.

Odczyn roztworu można także określić używając urządzeń zwanych

pH-metrami.

Roztwór HCl
z dodatkiem
oranżu metylowego

Roztwór NaOH
z dodatkiem
fenoloftaleiny

pH5

pH1

pH2

pH3

pH4

pH5

pH6

pH7

pH8

pH9

pH10

pH11

pH12

pH13

pH14

Kwas akumulatorowy

Sok cytrynowy

ocet

„Kwaśny”

deszcz

Zdechła ryba

Tarło

Zwykłe wody opadowe

Mleko

Para wodna

Proszek do pieczenia,

woda morska

Mleczko

magnezowe

amoniak

ług

Wzrost

kwasowości

Wzrost

zasadowości

obojętny

Skala pH

Zestaw papierków wskaźnikowych

Wskaźnik

pH
zmiany
barwy

Barwa dla
pH < pH

zm

Barwa dla
pH > pH

zm

Oranż metylowy

3.1 - 4.4

czerwona

pomarańczowa

Czerwień metylowa

4.4 - 6.2

czerwona

ż

ółta

Błękit bromotymolowy

6.2 -7.6

ż

ółta

niebieska

Fenoloftaleina

8.0 - 10.0

bezbarwna

malinowa

Ż

ółcień alizarynowa

10.0 -12.0

ż

ółta

zielona

pH-metr

Badanie odczynu soli hydrolizujących

Do 4 probówek zawierających sole dodano wody i za pomocą papierka

uniwersalnego zbadano ich odczyn. Badanymi solami były:

1)

Na

2

CO

3

2)

K

2

S

3)

ZnCl

2

4)

Al(NO

3

)

3

Napiszmy reakcje hydrolizy tych soli:
Na

2

CO

3

- sól mocnej zasady i słabego kwasu

2Na

+

+ CO

3

2-

+ 2H

2

O 2Na

+

+ 2OH

-

+ H

2

CO

3

Zapis skrócony, reakcja przebiega etapowo:
CO

3

2-

+ H

2

O HCO

3

-

+ OH

-

odczyn zasadowy

HCO

3

-

+ H

2

O H

2

CO

3

+ OH

-

odczyn zasadowy

Sumarycznie:
CO

3

2-

+ 2H

2

O 2OH

-

+ H

2

CO

3

Badanie odczynu soli hydrolizujących

Na

2

CO

3

Na

2

CO

3

dysocjuje w wodzie na

jony
Na

2

CO

3

2Na

+

+CO

3

2-

Zapis sumaryczny

CO

3

2-

+ 2H

2

O H

2

CO

3

+ 2OH

-

Badanie odczynu soli hydrolizujących

Na

2

CO

3

Kationy Na

+

nie reagują z cząsteczkami wody,

Aniony CO

3

2-

reagują z H

2

O

CO

3

2-

+ H

2

O HCO

3

-

+ OH

-

HCO

3

-

+ H

2

O CO

3

-

+ OH

-

K

2

S

Sól

mocnej zasady

KOH

i

słabego

kwasu H

2

S

K

2

S → 2K

+

+ S

2-

Zapis jonowy skrócony

reakcji anionu z wodą:

S

2-

+ H

2

O

HS

-

+ OH

-

HS

-

+ H

2

O

H

2

S + OH

-

Sumarycznie:

S

2-

+ 2H

2

O H

2

S + 2OH

-

K

2

S

Badanie odczynu
soli hydrolizujących

ZnCl

2

→

Zn

2+

+ 2Cl

-

ZnCl

2

Sól

słabej zasady

Zn(OH)

2

i

mocnego kwasu

HCl

ZnCl

2

Zn

2+

+ H

2

O Zn(OH)

+

+ H

+

Zn(OH)

+

+ H

2

O Zn(OH)

2

+ H

+

Zn

2+

+ 2H

2

O Zn(OH)

2

+ 2H

+

Kationy Zn

2+

reagują z

cząsteczkami H

2

O stopniowo:

Sumarycznie reakcja kationów
Zn

2+

z wodą:

Sól pod wpływem wody
dysocjuje:

Al(NO

3

)

3

Al(NO

3

)

2

Sól słabej zasady Al(OH)

3

i mocnego kwasu HNO

3

Al(NO

3

)

3

→ Al

3+

+ 3 NO

3

-

Al

3+

+ H

2

O Al(OH)

2+

+ H

+

Al(OH)

2+

+ H

2

O Al(OH)

2

+

+ H

+

Al(OH)

2

+

+ H

2

O Al(OH)

3

+ H

+

Sumarycznie:
Al

3+

+ 3H

2

O Al(OH)

3

+ 3H

+

Sól dysocjuje pod wpływem wody:

Kationy Al

3+

reagują z cząsteczkami wody

stopniowo: