Reakcje zobojętniania

W rozdziale tym omówione będą reakcje związków nieorganicznych w których pierwiastki nie zmieniają stopni utlenienia.
Do reakcji tego typu należą:

• reakcje zobojętniania

• reakcje kwasów i zasad z amfoterami

• reakcje kwasów i zasad z solami

• reakcje soli z solami

• reakcje jonów soli z wodą

Jedną z ważniejszych reakcji chemicznych jest reakcja zobojętniania. Przedstawia ona połączenie jonu hydroniowego z jonem wodorotlenowym

H₃O⁺ + OH^- --> 2H₂O

Jest to reakcja odwrotna do reakcji dysocjacji wody. Wyjaśnia to fakt, że o ile zmieszamy kwas i zasadę, to w wyniku reakcji tworzy się woda jako produkt końcowy, czemu towarzyszy efekt cieplny 13,8 kcal/mol.
Całkowitą reakcję zobojętniania można ująć następująco:

H₃O⁺ + A^- + B⁺ + OH^- --> 2H₂O + B⁺ + A^-

Drugi obok wody produkt tej reakcji (B⁺ + A^-) nazywany jest solą.
Równanie reakcji zobojętniania można także zapisywać nie jonowo, lecz cząsteczkowo, należy jednak pamiętać, iż w rzeczywistości reakcje te przebiegają pomiędzy jonami lub w wyniku ich powstają jony odpowiednich soli. Na przykład:

Mg(OH)₂ + 2 HCl --> MgCl₂ + 2H₂O
Mg²⁺ + 2OH^- + 2H⁺ + 2Cl^- --> Mg²⁺ + 2Cl^- + 2H₂O

Ca(OH)₂ + 2HNO₃ --> Ca(NO₂)₂ + 2H₂O
Ca²⁺ + 2OH^- + 2H⁺ + 2NO₃^- ---> Ca²⁺ + 2NO₃^- + 2H₂O

Reakcja zobojetniania jest podstawą tzw. objętosciowej metody oznaczania stężenia kwasów lub zasad.
Stężenie roztworu zasad oznacza się mianowanym roztworem kwasu (alkalimetria) a stężenie roztworu kwasu mianowanym roztworem zasad (acydymetria).
Moment zobojętnienia możemy zaobserwować na podstawie zmiany barwy dodanego do roztworu indykatora czyli barwnika, którego barwa zależy od pH roztworu.

Wskaźnik

Zakres zmian barwy pH

Barwa wskaźnika pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Błękit tymolowy

1,2 - 2,8

Oranż metylowy

3,0 - 4,4

Błękit bromofenylowy

3,0 - 4,6

Czerwień metylowa

4,4 - 6,2

Lakmus

5,0 - 8,0

Błękit bromotymolowy

6,0 - 7,6

Błękit tymolowy

8,0 - 9,6

Fenoloftaleina

8,4 - 10,0

Reakcje kwasów i zasad z solami. Reakcje soli z solami

Reakcje kwasów i zasad z solami przebiegają wówczas, gdy w wyniku tych reakcji powstają słabe elektrolity (słabo zdysocjowane), związki łatwo lotne lub osady soli trudnorozpuszczalnych.

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H₃O⁺ + 2Cl^- --> H₂CO₃ + 2(Na⁺ + Cl^-) + H₂O

H₂CO₃ --> CO₂ + H₂O

Reakcje pomiędzy solami w roztworze zachodzą wówczas gdy w wyniku ich powstają produkty źle zdysocjowane lub trudnorozpuszczalne.
Przykładem może być zmieszanie ze sobą roztworów azotanu srebra i chlorku sodowego. W mieszaninie dwóch roztworów zachodzi wtedy reakcja wymiany chemicznej:

AgNO₃ + NaCl --> AgCl(osad) + NaNO₃

Jeden z produktów reakcji AgCl jest związkiem trudnorozpuszczalnym i wydziela się z roztworu w postaci osadu.
Praktycznie w roztworze rakcja przebiega pomiędzy jonami co możemy zapisać równaniem.

Ag⁺ + NO₃^- + Na⁺ + Cl^- --> AgCl(osad) + Na⁺ + NO₃^-

Jeżeli jednak zmieszamy rozcieńczone roztwory azotanu sodowego i chlorku potasowego, to pomimo, że dla tych składników można napisać również równanie reakcji wymiany:

NaNO₃ + KCl --> NaCl + KNO₃

nie zaobserwujemy w roztworze żadnej zmiany, bowiem składniki wystepujące zarówno z lewej jak i z prawej strony równania są dobrze rozpuszczalne i zdysocjowane. Dopiero po odparowaniu pewnej ilości rozpuszczalnika, kiedy powstaje nasycony roztwór w stosunku do chlorku sodowego NaCl, zacznie się on wydzielać z roztworu.
Zgodnie z prawem działania mas wydzielanie się NaCl z mieszaniny czterech soli w roztworze, powoduje przesuniecie równowagi w prawo czyli dalsze wykrystalizowanie NaCl i KNO₃, który jest trudniej rozpuszczalny od chlorku potasowego i azotanu sodowego.
Znajomość rozpuszczalności różnych związków trudnorozpuszczalnych pozwala więc przewidzieć przebieg reakcji i sposób wydzielania produktów. Istnieją odpowiednie tablice rozpuszczalności związków, z których można w razie potrzeby skorzystać.

Reakcje kwasów i zasad z amfoterami

W reakcji zobojętniania reaguje kwas z zasadą, a jako produkty reakcji powstają sól i rozpuszczalnik. Stwierdzono, że często ten sam związek zależnie od warunków reakcji, może oddawać lub przyjmować protony a więc zachowywac się jak kwas lub jak zasada. Ten obojnaczy charakter związków nazwano amfoterycznością, a związki tego typu amfoterami.
Do amfoterów w ujęciu klasycznym zalicza się niektóre słabe zasady, które w reakcji z mocnymi kwasami zachowują się jak zasady, a w reakcji z mocnymi zasadami jak kwasy. Przykładem takich związków amfoterycznych są wodorotlenki: glinowy, cynkowy, cynowy, chromowy i wiele innych.
Trudno rozpuszczalny w wodzie, uwodniony wodorotlenek glinowy Al(H₂O)₃(OH)₃ reaguje zarówno z kwasami, jak i zasadami, tworząc rozpuszczalną w wodzie sól i wodę.

Al(H₂O)₃(OH)₃ + 3(H₃O⁺ + Cl^-) --> Al(H₂O)₆³⁺ + 3Cl^- + 3H₂O

Al(H₂O)₃(OH)₃ + 3(Na⁺ + OH^-) --> 3Na⁺ + AL(OH)₆^3- + 3H₂O

W reakcji pierwszej wodorotlenek glinowy zachowuje sie jak zasada, przyjmuje protony z H₃O⁺, zobojętnia się, a w wyniku reakcji oprócz wody powstaje sól, w której glin występuje w uwodnionym kationie.
W reakcji drugiej wodorotlenek glinowy zachowuje się jak kwas oddając protony zasadzie OH^- ulegając zobojętnieniu, a w wyniku reakcji powstają cząsteczki wody i sól, w której glin występuje w złożonym anionie AL(OH)₆^3-.
Bezwodniki wodorotlenków amfoterycznych, a więc Al₂O₃, ZnO, PbO, SnO, Cr₂O₃ nazywane są tlenkami amfoterycznymi. Reagują one również z kwasami i zasadami tworząc sole.
Właściwości amfoteryczne wykazują tlenki, siarczki i wodorotlenki pierwiastków grup przejściowych oraz niektórych pierwiastków grup głównych jak: Be, Al, Ga, Sn, Pb, As, Sb, Bi i inne.

Iloczyn rozpuszczalności

W nasyconym roztworze trudno rozpuszczalnego elektrolitu o wzorze ogólnym AB, pozostajacego w kontakcie z osadem, ustala się stan równowagi dynamicznej:

(AB)_osad <=> A⁺ + B^-

Oznacza to, że w jednostce czasu tyle jonów każdego rodzaju przechodzi z osadu do roztworu ile ich w tym samym czasie tworzy osad. Stała równowagi tego typu reakcji ma postać:

K = [A⁺][B^-] / [AB]

Stężenie osadu [AB]_osad ma w stałej temperaturze wartość stałą, gdyż ilość substancji rozpuszczonej w roztworze nasyconym nie może ulec zmianie, jeżeli temperatura pozostaje bez zmian. Z tego względu stałą K oraz stałą wartość [AB] mozna wyrazić za pomocą wspólnej stałej K_ir zwanej iloczynem rozpuszczalności. (K_ir = K * [AB])

K_ir = [A⁺][B^-]

Iloczyn rozpuszczalności jest to iloczyn stężeń jonów trudnorozpuszczalnego elektrolitu w jego roztworze nasyconym. Wartość liczbowa iloczynu rozpuszczalności określonej substancji w stałej temperaturze w określonym rozpuszczalniku jest wielkością stałą. K_ir jest miarą rozpuszczalności trudno rozpuszczalnych elektrolitów.
W tablicy 2 podano wartości K_ir niektórych substancji.

Tablica 2

Iloczyn rozpuszczalności niektórych związków

Wzór związku	Iloczyn rozpuszczalnosci
AgCl	2,8 * 10^-10
AgBr	5,0 * 10^-13
AgI	8,5 * 10^-17
PbCl2	1,6 * 10^-5
CaCO3	6,9 * 10^-9
BaCO3	1,6 * 10^-9
HgS	1,0 * 10^-50
PbS	4,0 * 10^-26

---