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:
NH4Cl chlorek amonu (sól mocnego kwasu HCl i słabej zasady
NH3 . H2O )
H2O
NH4Cl NH4+ + Cl- (sól rozpuszczalna w H2O, całkowicie
zdysocjowana na jony)
powstające w wyniku dysocjacji soli jony NH4+ reagują z cząsteczkami wody
NH4+ + H2O NH3 . H2O + H+
(tworzy się słaba niezdysocjowana zasada, kationy NH4+ wiążą
aniony OH- pochodzące z wody, w środowisku reakcji pojawiają się
kationy H+)
Możemy również spotykać zapis:
NH4+ + H2O NH3 + H3O+ (H3O+ = w uproszczeniu H+)
Cl- + H2O aniony Cl- nie reagują z cząsteczkami wody i nie tworzą
niezdysocjowanych cząsteczek HCl z H+ pochodzącymi z H2O, ponieważ
HCl jest kwasem mocnym całkowicie zdysocjowanym w H2O na jony
H+ + Cl-
również pojawiające się w środowisku reakcji H+ (H3O+) nie reagują Cl-
i nie tworzą niezdysocjowanych cząsteczek mocnego kwasu
Zapis cząsteczkowy reakcji hydrolizy NH4Cl nie jest zapisem
oddającym poprawnie istotę tej reakcji, ponieważ nie
odzwierciedla rzeczywistego przebiegu reakcji, w której faktycznie z
cząsteczkami wody reaguje kation NH4+ powstający w wyniku
dysocjacji soli pod wpływem cząsteczek wody.
Podany zapis nie wyjaśnia odczynu soli hydrolizującej, nie należy
go stosować:
NH4Cl + H2ONH4OH + HCl (zapis nieprawidłowy)
Zapis jonowy (pełny) jest bardziej poprawny
NH4+ + Cl- + H2ONH3 . H2O + H+ + Cl-
Zapis jonowy skrócony oddaje istotę przebiegającej reakcji:
NH4+ + H2O NH3 . H2O + 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:
H2O
NH4Cl NH4+ + Cl- ( ą = 1, sól całkowicie dysocjuje na jony)
NH4+ + H2ONH3 . H2O + H+
Odczyn kwaśny, czyli pH < 7
Hydroliza soli
Sól słabego kwasu i mocnej zasady, np:
NaNO2 (sól słabego kwasu HNO2 kwas azotowy (III) i
sól mocnej zasady NaOH wodorotlenek sodu)
H2O
NaNO2 Na+ + NO2-
(sól rozpuszczalna w H2O całkowicie zdysocjowana na jony ą =1)
powstające w wyniku dysocjacji soli jony NO2- reagują z cząsteczkami
wody
NO2- + H2O HNO2 + OH-
(tworzy się słaby niezdysocjowany kwas, aniony NO2- pobierają kationy
H+ od cząsteczek wody, w środowisku reakcji pojawiają się aniony OH- )
Na+ + H2O kationy Na+ nie reagują z H2O
i nie tworzą niezdysocjowanych cząsteczek NaOH z OH- ,
ponieważ NaOH jest mocną zasadą całkowicie zdysocjowaną w H2O na jony
Na+ + OH-
Zapis cząsteczkowy reakcji hydrolizy NaNO2 nie jest zapisem oddającym
poprawnie istotę tej reakcji, ponieważ nie odzwierciedla rzeczywistego
przebiegu reakcji, w której faktycznie z cząsteczkami wody reaguje anion
NO2- powstający w wyniku dysocjacji soli pod wpływem cząsteczek wody.
Podany zapis nie wyjaśnia odczynu soli hydrolizującej nie należy go
stosować
NaNO2 + H2O HNO2 + NaOH ) zapis nieprawidłowy
Nie należy stosować takiego zapisu.
Poprawniejszy jest zapis jonowy (pełny)
Na+ +NO2- + H2O HNO2 + Na+ +OH-
Zapis jonowy skrócony oddaje istotę tej reakcji:
NO2- + H2O HNO2 + 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:
H2O
NaNO2 Na+ + NO2- ( ą = 1, sól całkowicie dysocjuje na jony)
NO2- + H2O HNO2 + OH-
Odczyn zasadowy pH > 7
Hydroliza soli
Sól słabego kwasu i słabej zasady, np:
NH4NO2 (sól słabego kwasu HNO2 kwas azotowy (III) i słabej zasady
NH3 . H2O)
NH4NO2 NH4+ + NO2- (sól rozpuszczalna w H2O, ą = 1)
powstające w wyniku dysocjacji soli jony (kationy i aniony) reagują z
cząsteczkami wody
NO2- + H2O HNO2 + OH-
(tworzy się słaby niezdysocjowany kwas, ponieważ aniony NO2- pobierają
kationy H+ od cząsteczek wody, więc w środowisku reakcji pojawiają się
aniony OH- )
NH4+ + H2O NH3 . H2O + H+
(lub NH4+ + H2OH3O+ + NH3)
(tworzy się słaba niezdysocjowana zasada, kationy NH4+ 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- H2O
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 NO2- jak i kation NH4+ powstające w wyniku dysocjacji
soli pod wpływem cząsteczek wody. Zatem zapisu cząsteczkowego
nie należy stosować.
NH4NO2 + H2O NH4OH + HNO2 zapis nieprawidłowy, nie należy
stosować takiego zapisu
Zapis jonowy (pełny)
NH4+ + NO2- + H2O NH3 . H2O + HNO2
Zapis jonowy skrócony w tym przypadku jest identyczny z zapisem pełnym:
NH4+ + NO2- + H2O NH3 . H2O + HNO2
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:
H2O
NH4NO2 NH4+ + NO2- ( ą = 1, sól całkowicie dysocjuje na jony)
hydroliza
NH4+ + NO2- + H2O HNO2 + NH3 . H2O
zobojętnianie
W środowisku reakcji nie pojawiają się kationy H+ (H3O+)
ani aniony OH-
Odczyn roztworu jest zbliżony do obojętnego (czyli pH H" 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 H" 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 H2O, całkowicie
zdysocjowana na jony)
Na+ + H2O kationy Na+ nie reagują z H2O i nie tworzą
niezdysocjowanych cząsteczek NaOH z OH- , ponieważ NaOH jest
mocną zasadą całkowicie zdysocjowaną w H2O na jony
Cl- + H2O aniony Cl- nie reagują z H2O i nie tworzą
niezdysocjowanych cząsteczek HCl , ponieważ HCl jest mocnym
kwasem całkowicie zdysocjowanym w H2O na jony
Na+ + Cl- + H2O 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 H2O.
NaCl + H2O reakcja nie przebiega
Poprawny zapis:
Na+ + Cl- + H2O 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 wskaz
nikami. Wskaz
niki 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+ (H3O+) 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 wskaz
ników,
lub tzw. papierki wskaz
nikowe nasączone wieloma wskaz
nikami, co
pozwala bardziej precyzyjnie określić odczyn roztworu.
Odczyn roztworu można także określić używając urządzeń zwanych
pH-metrami.
Roztwór HCl
Roztwór NaOH
z dodatkiem
z dodatkiem
oranżu metylowego
fenoloftaleiny
pH5
pH1 pH2 pH3 pH4 pH5 pH6 pH7 pH8 pH9 pH10 pH11 pH12 pH13 pH14
Kwas akumulatorowy
Sok cytrynowy
Zdechła ryba
ocet
 Kwaśny
Wzrost
deszcz
kwasowości
Tarło
Zwykłe wody opadowe
Mleko
obojętny
Para wodna
Proszek do pieczenia,
woda morska
Mleczko
Wzrost
magnezowe
zasadowości
amoniak Skala pH
ług
Zestaw papierków wskaz
nikowych
pH Barwa dla Barwa dla
Wskaz
nik
zmiany pH < pHzm pH > pHzm
barwy
Oranż metylowy 3.1 - 4.4 czerwona pomarańczowa
Czerwień metylowa 4.4 - 6.2 czerwona żółta
Błękit bromotymolowy 6.2 -7.6 żółta niebieska
Fenoloftaleina 8.0 - 10.0 bezbarwna malinowa
Żółcień alizarynowa 10.0 -12.0 żółta 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) Na2CO3
2) K2S
3) ZnCl2
4) Al(NO3)3
Napiszmy reakcje hydrolizy tych soli:
Na2CO3 - sól mocnej zasady i słabego kwasu
2Na+ + CO32- + 2H2O 2Na+ + 2OH- + H2CO3
Zapis skrócony, reakcja przebiega etapowo:
CO32- + H2O HCO3- + OH- odczyn zasadowy
HCO3- + H2O H2CO3 + OH- odczyn zasadowy
Sumarycznie:
CO32- + 2H2O 2OH- + H2CO3
Badanie odczynu soli hydrolizujących
Na2CO3 dysocjuje w wodzie na
jony
Na2CO3 2Na+ +CO32-
Na2CO3
Badanie odczynu soli hydrolizujących
Kationy Na+
nie reagują z cząsteczkami wody,
Aniony CO32- reagują z H2O
CO32- + H2O HCO3- + OH-
HCO3- + H2O CO3- + OH-
Zapis sumaryczny
Na2CO3
CO32- + 2H2O H2CO3 + 2OH-
Badanie odczynu
soli hydrolizujących
K2S 2K+ + S2-
K2S
Zapis jonowy skrócony
Sól
reakcji anionu z wodą:
mocnej zasady
S2- + H2OHS- + OH-
KOH
HS- + H2O H2S + OH-
i
słabego
kwasu H2S
Sumarycznie:
S2- + 2H2O H2S + 2OH-
K2S
ZnCl2
Sól pod wpływem wody
Sól
dysocjuje:
słabej zasady
ZnCl2 Zn2+ + 2Cl-
Zn(OH)2
Kationy Zn2+ reagują z
i
cząsteczkami H2O stopniowo:
mocnego kwasu
Zn 2+ + H2O Zn(OH)+ + H+
HCl
Zn(OH)+ + H2O Zn(OH)2 + H+
ZnCl2
Sumarycznie reakcja kationów
Zn2+ z wodą:
Zn 2+ + 2H2O Zn(OH)2 + 2H+
Al(NO3)2
Sól słabej zasady Al(OH)3
i mocnego kwasu HNO3
Sól dysocjuje pod wpływem wody:
Al(NO3)3 Al3+ + 3 NO3-
Kationy Al3+ reagują z cząsteczkami wody
stopniowo:
Al3+ + H2O Al(OH)2+ + H+
Al(OH)2+ + H2O Al(OH)2+ + H+
Al(OH)2+ + H2O Al(OH)3 + H+
Al(NO3)3
Sumarycznie:
Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+