Twardość wody

Opracowanie: dr Jadwiga Zawada, dr Urszula Lelek-Borkowska

CZĘŚĆ TEORETYCZNA

1. Twardość wody.

Obecność w wodzie rozpuszczalnych soli wapniowych i magnezowych powoduje tzw. twardość

wody.

Twardość wody, jest to ogół właściwości wody, które są skutkiem obecności przede wszystkim jonów

wapnia (Ca

2+

) i magnezu (Mg

2+

), a także innych metali.

Sole wapnia i magnezu dostają się do wody w wyniku kontaktu zawartego w niej dwutlenku węgla

z glebą i skałami zawierającymi wapienie i magnezyty. Wówczas trudno rozpuszczalne w wodzie wapienie
i magnezyty przekształcają się w dobrze rozpuszczalne w wodzie wodorowęglany wapnia i magnezu.
Reakcja ta zwana chemicznym wietrzeniem wapieni

przebiega w następujący sposób (reakcja 1,2):

CaCO

3

+ CO

2

+ H

2

O = Ca(HCO

3

)

2

(1)

MgCO

3

+ CO

2

+ H

2

O = Mg(HCO

3

)

2

(2)

Wodorowęglany wapnia i magnezu powodują tzw. twardość węglanową wody, zwaną również

twardością przemijającą Tw

w

. Siarczany oraz chlorki wapnia i magnezu (CaSO

4

, MgSO

4

, CaCl

2

, MgCl

2

)

powodują twardość trwałą (stałą) wody Tw

n

. Suma twardości przemijającej i trwałej stanowi ogólną

twardość wody Tw

og

.

Twardość ogólna Tw

og

Twardość węglanowa

Twardość niewęglanowa

(przemijająca) Tw

w

(trwała) Tw

n

(wodorowęglany wapnia i magnezu)

(siarczany i chlorki wapnia i magnezu)

Tw

og

= Tw

w

+ Tw

n

2. Sposoby wyrażania twardości

Do

określania ilości soli wapnia i magnezu (twardości wody) służy jednostka zwana stopniem

twardości. W literaturze technicznej podaje się twardość wody w stopniach niemieckich, rzadziej francuskich.

1

o

twardości (niemiecki) = 10mg CaO/dm

3

H

2

O

1

o

twardości (francuski) = 10mg CaCO

3

/dm

3

H

2

O

1

o

twardości (niemieckiej) = 0,357miliwali CaO/dm

3

H

2

O

1 miliwal CaO/dm

3

H

2

O = 2,8

o

n.

3.

Usuwanie twardości (zmiękczanie wody)

Woda do celów przemysłowych, a w szczególności do zasilania kotłów grzewczych i instalacji

chłodniczych musi być miękka, tj. pozbawiona składników powodujących tworzenie się kamienia kotłowego.

Kamień kotłowy stwarza niebezpieczeństwo uszkodzenia, a nawet rozerwania kotła w chwili, gdy po

odpryśnięciu kamienia kotłowego woda zetknie się z rozgrzaną ścianą kotła. Kamień kotłowy powoduje
straty paliwa wskutek złego przewodnictwa cieplnego.

Wodorowęglany wapnia i magnezu powodujące twardość przemijającą łatwo można usunąć z wody

przez gotowanie. Zachodzi wówczas rozkład wodorowęglanów zgodnie z reakcjami 3-5:

Ca(HCO

3

)

2

= CaCO

3



+ H

2

O + CO

2



(3)

Mg(HCO

3

)

2

= MgCO

3



+ H

2

O + CO

2



(4)

MgCO

3

+ H

2

O = Mg(OH)

2



+ CO

2



(5)

Taki sposób usuwania twardości przemijającej nie jest korzystny dla wody do celów przemysłowych,

ze wzgl

ędu na wytrącanie się trudno rozpuszczalnego węglanu wapnia (CaCO

3

), który jest przyczyną

powstawania kamienia kotłowego. Kamień kotłowy jest mieszaniną różnych substancji, w której obok
węglanu wapnia występuje węglan magnezu, wodorotlenek magnezu, siarczan(VI) wapnia, odwodniony
kwas krzemowy czyli tzw. krzemionka oraz tlenki żelaza. W zależności od tego, który rodzaj związku
występuje w przeważającej ilości wyróżnia się następujące jego odmiany: kamień węglanowy, kamień
siarczanowy, kamień krzemianowy.

Uogólniając można powiedzieć, że zmiękczanie wody polega na usuwaniu z niej jonów

powodujących twardość tj. jonów Ca

2+

, Mg

2+

oraz jonów innych metali jak: Fe

2+

, Mn

2+

, Al

3+

. Zmiękczanie

wody można przeprowadzić stosując:



destylację,



metody termiczne,



metody chemiczne,



metody fizyczno-chemiczne.

Destylacja

pozwala na otrzymanie idealnie zmiękczonej wody - pozbawiona jest ona wszelkich soli. Koszty

zmiękczania tą metodą są jednak wysokie i w przemyśle nie ma ona większego zastosowania.

Termiczne metody

usuwania twardości wody polegają na ogrzewaniu wody do ok. 100

o

C, bowiem w

takiej temperaturze i przy ciśnieniu atmosferycznym (1013 hPa) następuje rozkład wodorowęglanów wapnia
i magnezu, z wydzieleniem trudno rozpuszczalnego węglanu wapnia, węglanu magnezu i wodorotlenku
magnezu.

Chemiczne metody usuwania twardości wody polegają na strąceniu nierozpuszczalnych osadów, w skład
których wchodzą nierozpuszczalne związki wapnia i magnezu.

Jednym ze sposobów jest zastosowanie metody sodowo-wapiennej. Wodę zadaje się wapnem

gaszonym i sodą. Wapno usuwa twardość przemijającą (reakcje 6-8):

Ca(HCO

3

)

2

+ Ca(OH)

2

= 2CaCO

3



+ 2H

2

O

(6)

Mg(HCO

3

)

2

+ Ca(OH)

2

= MgCO

3



+ CaCO

3



+ 2H

2

O

(7)

MgCO

3

+ Ca(OH)

2

= Mg(OH)

2



+ CaCO

3



(8)

Soda natomiast usuwa twardość trwałą. Przypuśćmy, że reaguje z nią siarczan(VI) wapnia i chlorek
magnezu (reakcje 9, 10):

CaSO

4

+ Na

2

CO

3

=CaCO

3



+ Na

2

SO

4

(9)

MgCl

2

+ Na

2

CO

3

= MgCO

3



+ 2NaCl

(10)

W każdym ze sposobów zmiękczania powstają nierozpuszczalne węglany wapnia i magnezu w postaci
szlamistego osadu, który zostaje odfiltrowany lub osiada na dnie zbiorników (nie tworząc kamienia
kotłowego). Metoda ta jest szeroko stosowana, gdyż jest tania i prosta.

Innym chemicznym sposobem usuwania twardości wody jest tzw. szczepienie kwasami, polegające

na dodawaniu mocnych kwasów. W wyniku tego zachodzi rozkład wodorowęglanów wapnia i magnezu wg
reakcji 11 i 12:

Ca(HCO

3

)

2

+ 2HCl = CaCl

2

+ 2H

2

O + 2CO

2



(11)

Mg(HCO

3

)

2

+ 2HCl = MgCl

2

+ 2H

2

O + 2CO

2



(12)

Metoda ta

usuwania twardości przeciwdziała utworzeniu się kamienia kotłowego, ale niestety zwiększa

własności korozyjne wody.

Zmiękczanie fosforanami polega na usuwaniu soli wapnia i magnezu w postaci nierozpuszczalnych

osadów fosforanowych (reakcje 13-16). Koszt zmiękczania fosforanami jest wyższy niż innymi chemikaliami i
dlatego tę metodę stosuje się do zmiękczania wody o niewielkiej twardości lub jako uzupełnienie innych
metod.

3Ca(HCO

3

)

2

+ 2Na

3

PO

4

= Ca

3

(PO

4

)

2



+ 6NaHCO

3

(13)

3Mg(HCO

3

)

2

+ 2Na

3

PO

4

= Mg

3

(PO

4

)

2



+ 6NaHCO

3

(14)

3CaSO

4

+ 2Na

3

PO

4

= Ca

3

(PO

4

)

2



+ 3Na

2

SO

4

(15)

3MgCl

2

+ 2Na

3

PO

4

= Mg

3

(PO

4

)

2



+ 6NaCl

(16)

Fosforany nie powodują korozji żelaza, zapobiegają tworzeniu się kamienia kotłowego rozkładając kamień
już istniejący.

Metody fizyczno-chemiczne usuw

ania twardości wody to między innymi stosowanie jonitów, tj.

wymieniaczy jonowych. Wymieniacze jonowe są to substancji mające zdolność do wymiany kationów
(kationity) lub anionów (anionity). Jonity nie rozpuszczają się w wodzie, lecz reagują na swojej powierzchni
ze związkami zawartymi w wodzie. Dawniej zmiękczanie wody przeprowadzano za pomocą zeolitów
(naturalne kationity nieorganiczne). Ostatnimi czasy

zeolity zastępowane są przez syntetyczne żywice

jonowymienne o dużej masie molowej. Oczyszczana woda przepuszczana jest najpierw przez kationit, który
wymienia zawarte w wodzie kationy na jony wodorowe (reakcje 17a i 18a):

2HKt + Ca

2+

+ CO

3

2-

= CaKt

2

+ 2H

+

+ CO

3

2-

(17a)

2HKt + Ca

2+

+ SO

4

2-

= CaKt

2

+ 2H

+

+ SO

4

2-

(18a)

a następnie przez anionit (reakcje 17b, 18b) który wymienia aniony na jony wodorotlenkowe łączące się
z jonami wodorowymi na obojętne cząsteczki wody.

2AnOH + 2H

+

+ CO

3

2-

= An

2

CO

3

+ 2H

+

+ 2OH

-

(17b)

2AnOH + 2H

+

+ SO

4

2-

= An

2

SO

4

+ 2H

+

+ 2OH

-

(18b)

Prawidłowe prowadzenie demineralizacji wody na jonitach pozwala otrzymać wodę czystą. Woda

dejonizowana używana jest obecnie do zasilania często używanych jeszcze w przemyśle kotłów parowych,
w których – dzięki temu procesowi – nie powstaje kamień kotłowy. Klasyfikację wód według stopni twardości
podano w tabeli 1.

Tabela 1.

Klasyfikacja wody pod względem twardości.

twardość wody [

o

n]

rodzaj wody

0



4

bardzo miękka

4



8

miękka

8



20

twarda

ponad 20

bardzo twarda

Literatura:

1. Praca zbiorowa pod red. K. Moskwy:

Ćwiczenia laboratoryjne z chemii z elementami teorii i obliczeń dla

mechaników, skrypt AGH, str. 88÷96, Kraków 2000

PYTANIA KONTROLNE

1.

Wyjaśnij na przykładzie pojęcia: jon, kation, anion, gramorównoważnik, wal, stężenie normalne.

2.

Omów fizyczne i chemiczne własności wody

3.

Jakie sole powodują twardość wody: a) przemijającą, b) nieprzemijającą (trwałą).

4.

Jakie znasz sposoby wyrażania twardości wody.

5.

Jakie znasz metody usuwania twardości wody.

6. Na czym polega met

oda jonitowa usuwania twardości wody. Zapisz reakcje zachodzące na kationicie

i anionicie.
7. Na czym polega metoda sodowo-

wapienna usuwania twardości wody. Zapisz reakcje.

8. Na czym polega szczepienie kwasami
9.

Jaki rodzaj twardości usuwa metoda termiczna?

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW

Opracowanie: dr Jadwiga Zawada, dr inż. K. Moskwa

1. Dysocjacja elektrolityczna

Substancje, które podczas rozpuszczania w wodzie (lub innych rozpuszczalnikach) rozpadają się na

jony nazywamy elektrolitami, natomiast p

roces rozpadu substancji na jony (pod wpływem rozpuszczalnika)

nosi nazwę dysocjacji elektrolitycznej. Substancje te mają zdolność przewodzenia prądu elektrycznego.

Elektrolity, to

substancje o budowie jonowej (np. sole), a także liczne substancje o wiązaniach

kowalencyjnych, które tworzą jony dopiero wskutek oddziaływania ich cząstek z rozpuszczalnikiem (np. HCl,
H

2

S, HCN). Proces dysocjacji będzie zależał od rodzaju wiązań w cząsteczce rozpuszczonej jak i od rodzaju

rozpuszczalnika. Woda, ze wz

ględu na dipolowy charakter cząsteczki jest dobrym rozpuszczalnikiem dla

substancji posiadających wiązanie jonowe lub atomowe spolaryzowane. Wodne roztwory kwasów, zasad i
soli nieorganicznych są elektrolitami.

W rozpuszczalnikach organicznych niew

odnych nie zachodzi proces rozpadu na jony, a związki

nieorganiczne w nich rozpuszczone występują w formie cząsteczkowej.

1.1. Stopień dysocjacji

Dysocjacja substancji A

n

B

m

w

roztworze zachodzi według schematu (reakcja 1):

A

n

B

m



A

m+

+ mB

n

(1)

na przykład:

HNO

3



H

+

+ NO

3

-

(2)

Ca(OH)

2



Ca

2+

+ 2OH

-

(3)

Al

2

(SO

4

)

3



2Al

3+

+ 3SO

4

2-

(4)

Stosunek liczby cząsteczek (moli) rozpadających się na jony do ogólnej liczby cząsteczek (moli)

rozpuszczonych nosi nazwę stopnia dysocjacji elektrolitycznej



.

o

zd

n

n

=

α

(I)

Gdzie:



-

stopień dysocjacji

n

zd

-

liczba cząsteczek (moli) rozpadających się na jony

n

o

-

ogólna liczba cząsteczek (moli) rozpuszczonych.

Stopień dysocjacji może przyjmować wartości 0 <



< 1. W zależności od stopnia dysocjacji

elektrolity dzielimy na mocne, średniej mocy i słabe. Im więcej cząsteczek ulega rozpadowi na jony, tym
mocniejszy jest elektrolit. Stopień dysocjacji elektrolitów wzrasta wraz z rozcieńczeniem roztworu.
Do mocnych elektrolit

ów zaliczamy:

- prawie wszystkie sole nieorganiczne
-

część kwasów nieorganicznych (np. HCl, HNO

3

, H

2

SO

4

, HBr, HI)

-

wodorotlenki litowców i berylowców z wyjątkiem Be(OH)

2

i Mg(OH)

2

Słabe elektrolity to:
-

część kwasów nieorganicznych (H

2

S, HCN, H

2

CO

3

)

-

część wodorotlenków nieorganicznych (NH

4

OH, większość wodorotlenków metali dwu- i trójwartościowych)

- kwasy i zasady organiczne
Natomiast

elektrolity średniej mocy to np. H

3

PO

4

, H

2

SO

3

, H

3

AsO

4

.

1.2.

Stała dysocjacji

W słabych elektrolitach cząsteczki niezdysocjowane znajdują się w stanie równowagi z produktami

dysocjacji (jonami). Reakcję dysocjacji dla słabego elektrolitu można zapisać jako reakcję odwracalną:

CH

3

COOH



CH

3

COO

-

+ H

+

(5)

Mg(OH)

2



Mg

2+

+ 2OH

-

(6)

W

stanie równowagi, tzn. gdy szybkości reakcji w obu kierunkach są jednakowe, możemy określić

stałą równowagi reakcji zgodnie z równaniem (II):

]

B

A

[

]

[B

]

[A

=

K

m

n

m

-

n

n

m

B

A

m

n



(II)

Na przykład:

]

M g(OH)

[

]

[OH

]

[M g

=

K

COOH]

CH

[

]

[H

]

COO

[CH

=

K

2

2

-

2

Mg(OH)

3

+

-

3

COOH

CH

2

3



Nawiasy kwadratowe oznaczają stężenie wyrażone w mol/dm

3

.

Stałą K równowagi reakcji dysocjacji nazywamy stałą dysocjacji. Jest to stosunek iloczynu stężeń

jonów do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych. Stałą dysocjacji wyznacza się tylko dla słabych lub
średniej mocy elektrolitów. Dla elektrolitów mocnych stężenie [AB] lub [A

n

B

m

] jest bliskie zeru. Stałych

dysocjacji dla mocnych elektrolitów na ogół nie definiuje się, gdyż wartości ich są bardzo duże i zwykle
wyraźnie zmieniają się ze stężeniem.

Kwasy wi

eloprotonowe, zawierające w swojej cząsteczce kilka atomów wodoru, dysocjują

stopniowo. Dla każdego etapu dysocjacji możemy wyznaczyć stałą równowagi reakcji. Wartość stałej
dysocjacji pierwszego stadium jest zawsze większa od kolejnych stadiów stałych dysocjacji, np:

H

3

PO

4



H

+

+ H

2

PO

4

-

K

1

= 7,51 . 10

-3

(7)

H

2

PO

4

-





H

+

+ HPO

4

2-

K

2

= 6,23 . 10

-8

(8)

HPO

4

2-



H

+

+ PO

4

3-

K

3

= 2,2 . 10

-13

(9)

Również wodorotlenki posiadające kilka grup wodorotlenkowych dysocjują stopniowo. Dla każdego

etapu dysocjacji ustala się odpowiednia równowaga reakcji, którą można określić za pomocą stałej
dysocjacji.

Stała dysocjacji, w odróżnieniu od stopnia dysocjacji, nie zależy od stężenia elektrolitu, lecz

wyłącznie od temperatury - ze wzrostem temperatury wartość stałej dysocjacji wzrasta.

1.3

. Prawo rozcieńczeń Ostwalda

Zależność pomiędzy stopniem dysocjacji a stałą dysocjacji dla słabych elektrolitów określa prawo

rozcieńczeń Ostwalda (wzór III):

1

C

=

K

m

2










gdzie:



-

stopień dysocjacji

K -

stała dysocjacji

C

m

-

stężenie molowe elektrolitu

Dla bardzo słabych elektrolitów stopień dysocjacji



jest tak mały, że 1-





1. Wówczas prawo

rozcieńczeń Ostwalda można przedstawić wzorem przybliżonym (IVa i IVb):

K =



2

C (IVa)

lub po przekształceniu:

C

K

=



(IVb)

Ze wzoru tego wynika, że stopień dysocjacji słabego elektrolitu jest odwrotnie proporcjonalny do

pierwiastka kwadratowego z jego stężenia. W miarę rozcieńczania dowolnego słabego elektrolitu wzrasta
jego stopień dysocjacji.

2. Iloczyn jonowy wody, pH roztworów wodnych

Czysta woda jest bardzo słabym elektrolitem, którego część cząsteczek ulega rozpadowi na jony

(równanie 10a):

2H

2

O



H

3

O+ + OH

-

(10a)

Lub w sposób uproszczony (równanie 10b):

H

2

O



H

+

+ OH

-

(10b)

(IIa)

(IIb)

(III)

W stanie równowagi, zgodnie ze wzorem II, stała dysocjacji wody określona jest wzorem:

O]

H

[

]

[OH

]

[H

=

K

2

-

+

O

H

2

Stężenie cząsteczek nie zdysocjowanych jest stałe i wynosi [ H

2

O ] = 55,55 mol/dm

3.

Stała dysocjacji wody w

temperaturze 25

o

C wynosi 1,8



10-16, a

więc:

K · [H

2

O] = [H

+

] [OH

-

] = 1,8



10

-16

· 55,55 = 10

-14

Iloczyn K·[H

2

O] oznaczamy jako L i nazywamy iloczynem jonowym wody

(równanie V).

L = [H

+

] · [OH

-

] = 10

-14

(V)

W czystej wodzie stężenia jonów wodorowych i wodorotlenkowych są sobie równe (równanie VI):

[H

+

] = [OH

-

] = 10

-7

(VI)

Jeśli w roztworze :

[H+] = 10

-7

-

roztwór jest obojętny

[H+]



10

-7

-

roztwór jest kwaśny

[H+]



10

-7

-

roztwór jest zasadowy.

W celu wyrażenia kwasowości lub zasadowości roztworu (czyli tzw. odczynu roztworu) używa się pojęcia pH
(tzw. współczynnik Sorensena), który został zdefiniowany jako ujemny logarytm ze stężenia molowego jonów
wodorowych.

pH = -log [H

+

]

(VII)

Zatem, kiedy pH = 7 rozt

wór jest obojętny

pH < 7 roztwór jest kwaśny

pH > 7 roztwór jest zasadowy

Znając kwasowość lub zasadowość roztworu określoną stężeniem jonów wodorowych bądź

wodorotlenkowych łatwo obliczyć pH roztworu. Niewielkie zmiany pH wpływają na przebieg wielu procesów
chemicznych, zarówno biologicznych jak i przemysłowych.

Pomiary pH można wykonać przy pomocy wskaźników lub papierków uniwersalnych. Dokładną

wartość pH otrzymamy korzystając z urządzenia zwanego pH- metrem.

Wskaźniki są to słabo zdysocjowane kwasy lub zasady organiczne, które zmieniają swoją barwę w

zależności od pH roztworu. Zmiana zabarwienia jest wynikiem zmiany stopnia dysocjacji własnej wskaźnika.
Każdy wskaźnik ma charakterystyczny dla siebie zakres pH, w którym następuje stopniowa zmiana barwy.
Zakres ten często nazywamy zakresem czułości danego wskaźnika.

2.1. Przykłady obliczeń pH

Przykład 1.
Obliczyć pH 0,001 m roztworu HCl, przyjmując, że jest on całkowicie zdysocjowany na jony (



= 1).

Rozwiązanie: Rzeczywiste stężenie jakiegokolwiek z jonów elektrolitu wynosi:

C = C ·



·n

(VIII)

gdzie:
C -

stężenia molowe elektrolitu



-

stopień dysocjacji

n -

liczba jonów danego rodzaju, która powstaje z 1 cząsteczki elektrolitu

HCl



H

+

+ Cl

-

(11)

zatem

(korzystając ze wzoru VIII):

[H

+

] = 0,001· 1· 1 = 10

-3

mol/dm

3

czyli:

pH = -log 10

-3

= 3

Odpowiedź: pH roztworu wynosi 3.

Przykład 2.
Obliczyć pH 0,001 m roztworu Mg(OH)

2

, przyjmując, że jest on zdysocjowany w 50% (



= 0,5).

Rozwiązanie:

Mg(OH)

2



Mg

+2

+ 2OH

-

(12)

Stężenie jonów wodorotlenowych (obliczone na podstawie wzoru VIII) wynosi:

[OH

-

] = 0,001· 0,5· 2 = 10

-3

Korzystając ze wzoru na iloczyn jonowy wody (wzór V) obliczamy stężenie jonów wodorowych [H

+

]

11

-

3

-

-14

-

-14

+

10

=

10

10

=

]

[OH

10

=

]

[H

stąd

pH = -log 10

-11

= 11

Odpowiedź: pH roztworu roztworu wodorotlenku magnezu wynosi 11.

3. Reakcje jonowe

Elektrolity, jak już wcześniej wspomniano, w roztworach wodnych występują w postaci jonów. Jony

w roztworze wodnym bardzo łatwo ze sobą reagują, przy czym szybkość reakcji, w porównaniu z szybkością
reakcji między nieelektrolitami jest duża. Reakcje jonowe przebiegają niemal natychmiast. Jeżeli kwasy,
zasady i sole reagują ze sobą, to reakcja zachodzi pomiędzy jonami a nie cząsteczkami.

Reakcje między jonami zachodzą wówczas, gdy w wyniku reakcji powstanie:

- substancja trudno rozpuszczalna,

-

substancja słabo zdysocjowana.

Rozpatrzmy pierwszy przypadek, tj. powst

awania trudno rozpuszczalnej substancji, na przykład

AgCl. Charakterystyczne jest, że bez względu na rodzaj soli, kation daje z właściwym anionem ten sam
produkt reakcji:

AgNO

3

+ NaCl = AgCl



+ NaNO

3

(13a)

Ag

2

SO

4

+ 2KCl = 2AgCl



+ K

2

SO

4

(14a)

lub jonowo:

Ag

+

+ NO

3

-

+ Na

+

+ Cl

-

= AgCl



+ Na

+

+ NO

3

-

(13b)

2Ag

+

+ SO

4

2-

+ 2K

+

+ 2Cl

-

= 2AgCl



+ 2K

+

+ SO

4

2-

(14b)

Skreślając po obu stronach równania jony, które nie biorą udziału w reakcji, powyższe reakcje można
zapisać w formie skondensowanej:

Ag

+

+ Cl

-

= AgCl















(15)



Przykładem drugiego typu reakcji jest powstawanie słabo zdysocjowanej substancji, na przykład:

CH

3

COONa + HCl = CH

3

COOH + NaCl

(16a)

lub jonowo:

CH

3

COO

-

+ Na

+

+ H

+

+ Cl

-

= CH

3

COOH + Na

+

+ Cl

-

(16b)

Na podstawie reakcji 16a oraz 16b można zaobserwować, że jony Na

+

i Cl

-

nie biorą udziału w

reakcji, a więc równanie tej reakcji można zapisać w skróconej formie:

CH

3

COO

-

+ H

+

= CH

3

COOH

(16c)

Pisząc reakcje jonowe, wzory mocnych elektrolitów przedstawiamy w formie jonowej, natomiast

wzory substancji trudno rozpuszczalnych i słabo zdysocjowanych w postaci cząsteczkowej. Jony, które nie
wchodzą w reakcję pomijamy.

4. Hydroliza soli

Hydroliza

jest to reakcja jonów soli z wodą.

Po dodaniu nie

wielkiej ilości soli do wody otrzymamy roztwór, który zależnie od rodzaju

rozpuszczonej soli może mieć odczyn obojętny, kwaśny lub zasadowy. Przyczyną tego zjawiska są reakcje
jonów soli z wodą, czyli hydroliza.

Hydroliza jest reakcją odwrotną do reakcji zobojętniania:

zobojętnienie

kwas + zasada



sól + woda

(17)

hydroliza

Hydrolizie ulegają tylko sole, których jony mają zdolność przyjmowania lub oddawania protonów w

środowisku wodnym. Do soli tego typu należą z reguły:

-

sole słabych kwasów i mocnych zasad,

-

sole mocnych kwasów i słabych zasad

-

sole słabych kwasów i słabych zasad.

Sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie hydrolizują, ich jony w środowisku wodnym nie przyjmują i nie
oddają protonów.

4.1. Hydroliza so

li słabych kwasów i mocnych zasad

Tego rodzaju sole hydrolizują w roztworach wodnych powodując odczyn zasadowy. Cyjanek potasu

(KCN)

jest solą pochodzącą od bardzo słabego kwasu cyjanowodorowego (HCN) i mocnej zasady

potasowej KOH. Po rozpuszczeniu tej soli w wodzie zachodzi reakcja :

K

+

+ CN

-

+ H

2

O



HCN + K

+

+ OH

-

(18a)

CN

-

+ H

2

O



HCN + OH

-

(18b)

W wyniku łączenia się jonów soli z wodą tworzy się słaby kwas HCN (w małym stopniu

zdysocjowany) i mocna zasada KOH (całkowicie zdysocjowana na jony). Znajdujące się w roztworze jony
OH

-

nadają roztworowi odczyn zasadowy. (pH > 7).

4.2. Hydroliza soli słabych zasad i mocnych kwasów

W wyniku hydrolizy tego typu soli odczyn roztworu staje się kwaśny (pH < 7). Jako przykład podano

się hydrolizę chlorku amonu (NH

4

Cl).

NH

4

+

+ Cl

-

+ H

2

O



NH

4

OH + H

+

+ Cl

-

(19a)

NH

4

+

+ H

2

O



NH

4

OH + H

+

(19b)

Tworzący się w wyniku hydrolizy wodorotlenek amonu jest słabą zasadą, a więc słabo zdysocjowaną

na jony. Natomiast HCl jest silnie zdysocjowanym na

jony kwasem i znajdujące się w roztworze jony H

+

nadają mu odczyn kwaśny.

4.3. Hydroliza soli słabych kwasów i słabych zasad

Sole słabych kwasów i słabych zasad w roztworze wodnym ulegają hydrolizie, a odczyn wodnych

roztworów tych soli będzie słabo kwaśny lub słabo zasadowy zależnie od tego, który z utworzonych
elektrolitów, kwas czy zasada, jest mocniejszy (w większym stopniu zdysocjowany). Jako przykład
omówiona zastanie reakcja hydrolizy węglanu amonu.

2NH

4

+

+ CO

3

2-

+ H

2

O



2NH

4

OH + H

2

CO

3

(20)

Małe wartości stałych dysocjacji tworzącego się wodorotlenku amonu i kwasu węglowego powodują

powstanie znacznej ilości obu tych związków w roztworze (są one w małym stopniu zdysocjowane na jony).

5

-

4

-

4

OH

NH

10

1,79

=

OH]

NH

[

]

[OH

]

[NH

K

4





(IX)

7

-

3

2

3

+

CO

H

10

4,47

=

]

CO

H

[

]

[HCO

]

[H

K

3

2





(X)

Wartość stałej dysocjacji wodorotlenku amonu jest większa od stałej dysocjacji kwasu węglowego, a

więc reakcja hydrolizy węglanu amonu ma charakter słabo alkaliczny.

4.4. Sole mocnych kwasów i mocnych zasad

Sole tej g

rupy nie ulegają hydrolizie, a ich roztwory wykazują odczyn obojętny (pH = 7). Spróbujmy

wg poprzednich reguł podać równanie reakcji chlorku sodu z wodą:

Na

+

+ Cl

-

+ H

2

O



Na

+

+ Cl

-

+ H

2

O

(21)

Po prawej i po lewej stronie równania mamy takie same reagenty, stąd wniosek, że sole mocnych

kwasów i mocnych zasad nie hydrolizują.

PYTANIA KONTROLNE

1. Zdefiniować pojęcia: dysocjacja elektrolityczna, stała dysocjacji, stopień dysocjacji.
2. Jaką zależność określa prawo rozcieńczeń Ostwalda?
3. Co to jest hydroliza soli?
4. Które sole ulegają hydrolizie?
5. Co to jest iloczyn jonowy wody?
6. Podać definicję pH.
7. Obliczyć pH następujących roztworów:

a) 0,1 m HCN (zakładając, że



= 0,01%)

b) 0,1 m NH

4

OH (zakładając, że



= 1%)

9. Obliczyć stężenie H+ i OH- w roztworach wodnych o pH równych:

a) pH = 7, b) pH = 4, c) pH = 9