Reakcje w roztworach wodnych

Woda jako środowisko reakcji jest tak powszechna, że właściwie zapomina się, że istnieją inne rozpuszczalniki takie jak przykładowo ciekły amoniak w których substancje zachowują się odmiennie niż jesteśmy do tego przyzwyczajeni na podstawie tradycyjnego kursu chemii, która jest zasadniczo chemią roztworów wodnych. Dlaczego woda jest tak istotnym i popularnym rozpuszczalnikiem ? Wynika to z zupełnie niezwykłych właściwości tego związku chemicznego, a konkretnie jest konsekwencją budowy jej cząsteczki. Na filmiku o wiązaniach chemicznych przedstawiono budowę cząsteczki wody i wynikającą z niej znaczną polarność cząsteczki przy stosunkowo niewielkim jej rozmiarze. Jej polarność jest tak duża, że wśród związków chemicznych nie ma sobie równej. Fakt ten ma ogromne konsekwencje w szeroko rozumianej chemii środowiska, od jego biologii po równowagi ekologiczne, w tym tak ważne jak energetyka naszej planety, a co za tym idzie „sprawą” efektu cieplarnianego. Mówiąc o reakcjach w środowisku wodnym ma się na uwadze takie zagadnienia jak: dysocjacja elektrolityczna, hydroliza soli, zapis jonowy i półjonowy procesów chemicznych, iloczyn jonowy wody, pH oraz iloczyn rozpuszczalności. Zacznijmy więc od dysocjacji elektrolitycznej.

Dysocjacja to rozpad substancji, pod wpływem rozpuszczalnika którym najczęściej jest woda, na swobodnie poruszające się jony. Mówi się wówczas o dysocjacji elektrolitycznej.

Na podstawie efektu tego właśnie procesu mówi się o definicji związków chemicznych w świetle teorii dysocjacji elektrolitycznej. Twórcą tej teorii jest Svante Arhennius. W wyniku dysocjacji powstają swobodnie poruszające się jony, które powodują, że taki roztwór przewodzi prąd elektryczny. Substancje, których roztwory wodne przewodzą prąd elektryczny nazywamy elektrolitami. Przewodnictwo ich roztworów polega na przenoszeniu ładunków przez poruszające się jony, są to tak zwane elektrolity drugiego rodzaju w odróżnieniu od elektrolitów pierwszego rodzaju czyli metalicznych. Proces dysocjacji elektrolitycznej można opisywać jakościowo, za pomocą równań reakcji oraz ilościowo za pomocą stopnia dysocjacji α oraz stałej dysocjacji K. Te dwie wielkości wiąże tzw. prawo rozcieńczeń Oswalda, zgodnie z którym . Z tym wiąże się również zagadnienie iloczynu jonowego wody oraz skali pH.

Zacznijmy od równań reakcji dysocjacji, której efekt, zgodnie z teorią Arhenniusa, stanowi podstawę definiowania rodzajów związków chemicznych, czyli soli, kwasów i zasad. Zacznijmy od soli, w których cząsteczkach występują wiązania jonowe a więc w wyniku dysocjacji następuje całkowity i natychmiastowy rozpad na swobodnie poruszające się jony.

Jony to atomy (jony proste) lub grupy atomów (jony złożone) posiadające ładunek elektryczny. Nazwa jonu pochodzi od nazwy elektrody w kierunku której migruje w polu elektrycznym. Jony o ładunku dodatnim to kationy a ładunek ujemny posiadają aniony. Jony zapisuje się w ten sposób, że do symbolu (jon prosty) lub grypy atomów (jon złożony) w górnym indeksie podaje się cyfrą arabską wartość ładunku ( w pierwszej kolejności) a następnie jego znak, przykładowo Fe³⁺ lub . Nazwy jonów tworzy się inaczej dla kationów inaczej anionów. Nazwa kationu składa się z nazwy pierwiastka i w sytuacji gdy jest wielowartościowy w nawiasie jego elektrowartościowość. Oto przykłady: Cu²⁺ jon miedzi(II), gdyż miedź może być również jednowartościowa, lecz Ca²⁺ to jon wapnia, bez podania wartościowości, bowiem wapń jest tylko dwuwartościowy. Szczególnym przypadkiem jest kation amonu , który w swym składzie nie zawiera atomu metalu. Inne nazwy podamy przy zapisie równań reakcji dysocjacji. Nazwy anionów tworzy się jako formy przymiotnikowe nazw soli, z których pochodzą, przykładowo: Cl^- to jon chlorkowy bo pochodzi z dysocjacji chlorku, S^2- siarczkowy, I^- to jon jodkowy, dla reszt kwasów tlenowych np.SO₄^2- jon siarczanowy (VI). Więcej nazw podamy przy zapisie równań reakcji dysocjacji. Oto one, zaczniemy od soli, o których już powiedzieliśmy, że zawierają jony w swej strukturze tak więc następuje ich natychmiastowy i całkowity rozpad, który zapisujemy jednym równaniem reakcji, np. AlCl₃ ↔ Al³⁺+3Cl^- co czytamy następująco: chlorek glinu (jeden mol) dysocjuje na jony glinu (jeden mol) i jony chlorkowe (trzy mole); mol ortofosforanu(V) wapnia dysocjuje na trzy mole kationu wapnia oraz dwa mole jonów ortofosforanowych(V).

Jak widzimy w każdym wypadku cząsteczki soli dysocjują z utworzeniem kationów i anionów reszt kwasowych. Tak więc zgodnie z teorią dysocjacji elektrolitycznej Arhenniusa, sole to związki chemiczne, które w wyniku dysocjacji tworzą aniony reszt kwasowych i kationy, najczęściej metali.

Przykłady dysocjacji kwasów. W ich cząsteczkach występują wiązania spolaryzowane, które w wyniku oddziaływania z cząsteczkami wody (hydratacji) ulegają polaryzacji i ostatecznie następuje dysocjacja. Aby podkreślić ten fakt proces dysocjacji kwasów zapisuje się stopniowo uwzględniając kolejno „oderwanie” pojedynczych jonów wodorowych. Dla kwasów jednoprotonowych, czyli takich, które zawierają w cząsteczce jeden atom wodoru, sprawa jest prosta: HCl ↔ H⁺ + Cl^-; kwasy wieloprotonowe dysocjują etapowo i tak kwas węglowy ulega dysocjacji dwustopniowej, ponieważ zawiera w cząsteczce dwa atomy wodoru (jest więc dwuprotonowy):

H₂CO₃↔H⁺ + HCO₃^- jon wodorowęglanowy

HCO₃^-↔ H⁺ + CO₃^2- jon węglanowy

Kwas ortofosforowy jest trójprotonowy a więc jego dysocjację zapisujemy w trzech etapach:

nazwy anionów powstałych w procesie dysocjacji kwasu fosforowego(V) to kolejno: jon diwodorofosforanowy(V), wodorofosforanowy(V) i fosforanowy(V).W roztworach tych połączeń występują wszystkie podane jony przy czym w miarę kolejnego etapu ich ilość znacząco maleje.

Kwasy to substancje, które w roztworze wodnym dysocjują z utworzeniem jonów wodorowych. O roztworze, w którym takie jony występują powiemy, że ma charakter, lub inaczej, odczyn kwaśny.

Wodorotlenki zachowują się w roztworach wodnych podobnie jak kwasy, bowiem podobnie jak one ulegają dysocjacji wieloetapowej w zależności od ilości grup wodorotlenowych w cząsteczce. Przykłady:

NaOH ↔ Na⁺ + OH^-

Fe(OH)₂↔FeOH⁺ + OH^- jon hydroksożelaza(II)

FeOH⁺ ↔Fe²⁺ + OH^- jon żelaza(II)

Wodorotlenki, zgodnie z teorią dysocjacji elektrolitycznej, to substancje, które w roztworze wodnym dysocjują z utworzeniem jonów wodorotlenowych. Jeżeli w roztworze występują jony wodorotlenowe, to o takim roztworze powiemy, że ma odczyn lub inaczej charakter zasadowy.

Kwasy i zasady są również definiowane według innych teorii, które mają bardziej uniwersalny charakter. Należą do nich teorie Brønsteda i Lewisa. Zgodnie z pierwszą kwasy to substancje, które w reakcji oddają proton wodoru, zaś zasady, to te, które przyłączą proton wodoru. Tak więc amoniak w reakcji NH₃ + H₂O ↔ NH₄OH jest zasadą, gdyż przyłączy jon wodorowy a woda jest kwasem bowiem oddała cząsteczce amoniaku proton (jon wodoru). Woda w zależności od reakcji może być kwasem lub wodorotlenkiem, czyli zgodnie z teorią Brønsteda jest amfoterem Więcej ćwiczeń z zakresy pisania równań reakcji znajduje się w każdym dostępnym zbiorze zadań z chemii i podanych w załączeniu przykładów zadań z testów maturalnych

Obecnie przejdziemy do charakterystyki ilościowej procesu dysocjacji elektrolitycznej. Jak już wspomniano do ilościowego opisu procesu dysocjacji stosuje się dwa parametry stopień i stałą dysocjacji.

Stopień dysocjacji α określa, jaka część wprowadzonych do roztworu cząsteczek uległa dysocjacji. Matematycznie wyraża się wzorami:

gdzie:

α – stopień dysocjacji

c_z – ilość moli cząsteczek, które uległy dysocjacji

c₀ – ogólna ilość moli cząsteczek w roztworze (stężenie molowe roztworu)

Odpowiedni wzór stosuje się w zależności od tego, czy chcemy go wyrazić w formie ułamka procentowego lub procentu cząsteczek zdysocjowanych. W zależności od wartości stopnia dysocjacji elektrolity dzieli się na słabe, gdy stopień dysocjacji zamyka się w przedziale do 5% (lub 0,05) oraz mocne, gdy wartość ta zostaje przekroczona. Czasami wyróżnia się również grupę elektrolitów średniej mocy, dla których stopień dysocjacji zamyka się w granicach od 5 do 50%. Do grupy elektrolitów słabych należą najczęściej związki organiczne. Stopień dysocjacji danego związku zależy od takich czynników zewnętrznych jak:

• temperatura – rośnie z temperaturą

• rodzaj rozpuszczalnika - jego polarność

• stężenie – wartość stopnia dysocjacji jest odwrotnie proporcjonalna do stężenia,

czyli, im większe stężenie tym mniejsza wartość stopnia dysocjacji.

Tak więc wartość stopnia dysocjacji nie umożliwia jednoznacznej charakterystyki danego związku, gdyż zależy od wielu czynników zewnętrznych. Większe znaczenie w tym względzie ma stała dysocjacji, która nie zależy od stężenia a więc jednoznacznie opisuje daną substancję. Jako, że dysocjacja jest procesem odwracalnym można do jej opisu zastosować prawo działania mas i w ten sposób zdefiniować stałą dysocjacji. Dla ogólnego równania:

KA ↔K⁺+ A^-

Stała równowagi, zwana stałą dysocjacji będzie miała postać:

Stała dysocjacji (K) jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń jonów powstałych w wyniku dysocjacji i odwrotnie proporcjonalna do stężenia cząsteczek, które nie uległy dysocjacji.

Z matematycznego punktu widzenia, tak zdefiniowana stała traci sens matematyczny [KA]=0 dla elektrolitów mocnych. Im większa wartość stałej tym mocniejszy elektrolit (!)

Te dwie poznane wielkości wiąże tzw. prawo rozcieńczeń Oswalda. Dla ogólnego równania: AB ↔ A⁺+B^- załóżmy, że stopień dysocjacji substancji AB równa się α zaś jego stężenie molowe c_o. W wyniku dysocjacji substancji AB powstają równe ilości jonów A oraz B i można je wyrazić iloczynem - , zaś ilość cząsteczek, które nie uległy dysocjacji [AB] = wielkości te wstawione do wzoru na stałą dysocjacji dają: jeżeli założymy, że AB jest słabym elektrolitem wówczas (1-α) zmierza do 1 a wzór przyjmuje postać K= c₀·α². Zależność ta jest bardziej znana w postaci i zwana jest prawem rozcieńczeń Oswalda. Należy jednak zapamiętać, że jest on prawdziwy dla elektrolitów słabych zaś stopień dysocjacji nie może być wyrażony w procentach a jedynie jako ułamek procentowy (!). Gdy stopień dysocjacji przekracza 5%, wówczas należy stosować wzór pełny, to znaczy zawierający w mianowniku wyrażenie (1-α). Testy jak i załączone zadania z testów maturalnych zawierają wiele przykładów z tego zakresu.

Z procesem dysocjacji wody, podstawowym rozpuszczalnikiem, wiąże się ważne zagadnienie iloczynu jonowego wody oraz wartości pH – wykładnika stężenia jonów wodorowych. Woda jest słabym elektrolitem jej stała dysocjacji wynosi K = 1,8•10^-16 i ma postać: jak wynika z wartości stałej tylko dwie cząsteczki na 10¹⁶ ulegają dysocjacji, zaś wyrażenie w mianowniku [H₂O] oznacza stężenie molowe wody, które wynosi . (1000g to masa 1 dm³ roztworu czyli wody, zaś w mianowniku podano wartość masy molowej wody). Stężenie molowe wody w wodzie wynosi 55,6 mol/dm³. Wracając do wyrażenia na stałą dysocjacji wody widzimy, że wartość mianownika jest bardzo duża i praktycznie w trakcie dysocjacji nie zmienia się tak więc może być wprowadzona do wartości na stałą, wówczas: . Iloczyn [H⁺]•[OH^-] = nosi nazwę iloczynu jonowego wody i oznacza się go przez L. Iloczyn jonowy wody ma szczególne znaczenie ze względu na to, że charakteryzuje równowagę jonów wodorowych i wodorotlenowych, czyli równowagę kwasowo - zasadową. Zacznijmy od sytuacji gdy roztwór ma odczyn obojętny, czyli stężenia jonów wodorowych i wodorotlenowych są sobie równe i wynoszą 10^-7. Gdy wartość stężenia jonów wodorowych [H⁺] jest większa od 10^-7 wówczas mówimy o środowisku kwaśnym i tak w miarę gdy wykładnik potęgowy ma bezwzględną wartość coraz mniejszą oznacza to wzrost stężenie jonów wodorowych. Aby to oznaczenie przybliżyć do naszych nawyków matematycznych wprowadzono pewną jej interpretację za pomocą funkcji matematycznej zwanej logarytmem. Stosuje ujemne wartości ich logarytmów dziesiętnych. Wartość taką określa się jako pH lub pOH lub inaczej wykładniki stężeń jonów wodorowych lub wodorotlenowych. Tak więc pH = -log [H⁺], zaś pOH = - log [OH^-] Oto przykłady obliczeń jeżeli stężenie jonów wodorowych [H⁺] = 10^-4 mol/dm³ wówczas pH = -log 10^-4 = 4. Zgodnie z powyższym można logarytmować ujemnie wyrażenie na iloczyn jonowy wody, wówczas –log[H⁺] –log[OH^-] = -log10^-14 czyli

pH + pOH = 14

Taka zależność umożliwia łatwe przeliczanie wartości pOH na pH i w związku z tym stosuje się dla określenia odczynu wyłącznie wartość pH. Należy zapamiętać, że pH = 7 określa odczyn obojętny, pH < 7 kwaśny i pH > 7 zasadowy.

Hydroliza to reakcja wody z substancjami chemicznymi, która prowadzi do ich rozkładu. Liczne przykłady tego typu przemian pochodzą z zakresu chemii organicznej przykładowo, hydroliza estrów, węglowodanów lub białek. Szczególne znaczenie ma proces hydrolizy soli, który może prowadzić do otrzymania roztworów o różnych wartościach pH. Hydroliza soli to reakcja soli z wodą, która prowadzi do utworzenia produktu słabo zdysocjowanego. Mając więc na uwadze, że hydroliza prowadzi do odtworzenia substratu słabo zdysocjowanego, sole dzieli się na cztery grupy, ze względu na moc kwasu i zasady z której dana sól powstała. Co do mocy kwasów i zasad proszę zapamiętać:

1. Mocne kwasy to kwas siarkowy(VI), azotowy(V) oraz kwasy beztlenowe fluorowców chlorowodorowy, bromowodorowy i jodowodorowy

2. Mocne zasady tworzą wyłącznie litowce i berylowce

Oto przykłady hydrolizy poszczególnych typów soli:

I/Sól mocnego kwasu i słabego wodorotlenku – azotan(V)srebra AgNO₃ – wodorotlenek srebra słaby czyli słabo zdysocjowany, co oznaczamy stosując zapis cząsteczkowy tego wodorotlenku zaś mocny kwas azotowy(V) będzie zapisany w formie zdysocjowanej.

Zapis cząsteczkowy: AgNO₃ + H₂O →AgOH + HNO₃

Zapis półjonowy: Ag⁺ + NO₃^-+ H₂O → AgOH + H⁺+NO₃^-

Zapis jonowy: Ag⁺+ H₂O → AgOH + H⁺

Jak widać z zapisów po stronie produktów znajdują się jony wodorowe, czyli roztwór ma charakter kwaśny, jako że hydroliza biegła za sprawa kationu (srebra) ten typ hydrolizy nazywa się hydrolizą kationową.

II/ Sól słabego kwasu i mocnego wodorotlenku – azotan(III) sodu NaNO₂

Zapis cząsteczkowy NaNO₂ + H₂O → NaOH + HNO₂

Zapis półjonowy Na⁺ + NO₂^- + H₂O → Na⁺ + OH^- + HNO₂

Zapis jonowy NO₂^- + H₂O → HNO₂ + OH^-

Sól ulega hydrolizie, odczyn roztworu wodnego zasadowy, jest to hydroliza anionowa.

III/ Sól słabego kwasu i słabego wodorotlenku – octan amonu

Zapis cząsteczkowy: CH₃COONH₄ + H₂O→CH₃COOH + NH₄OH

Zapis półjonowy: CH₃COO^- + NH₄⁺ + H₂O →CH₃COOH + NH₄OH

Zapis jonowy w tego typu solach jest identyczny z półjonowym. Odczyn roztworu obojętny rodzaj hydrolizy – kationowo anionowa.

IV/ Sól mocnego kwasu i mocnej zasady – azotan(V) potasu

Zapis cząsteczkowy: KNO₃ + H₂O →KOH + HNO₃

Powstaje mocny kwas i mocna zasada więc obydwa produkty są dobrze zdysocjowane, czyli hydroliza, w tego typu solach, nie zachodzi

Jak widać z powyższego stosuje się trzy sposoby zapisu równań reakcji: zapis cząsteczkowy, zapis półjonowy, kiedy to w postaci jonów zapisuje się jedynie substancje dobrze zdysocjowane, oraz zapis jonowy, kiedy bierze się pod uwagę jedynie te elementy, które bezpośrednio uczestniczą w interesującej nas przemianie. Do tych sposób zapisu będziemy wracać przy rozwiązywaniu zadań. Oddzielnie omówiono zagadnienie związane z iloczynem rozpuszczalności substancji słabo rozpuszczalnych. Można się z nim bliżej zapoznać w fragmencie omawiającym rozpuszczalność substancji trudno rozpuszczalnych, gdzie również omówiono pewne aspekty zapisu reakcji strącania.

Przykłady zadań z testów maturalnych

1. Oblicz pH nasyconego roztworu kwasu benzoesowego wiedząc, że jego rozpuszczalność w temperaturze 20⁰C wynosi 0,29g. Stała dysocjacji w tej temperaturze wynosi 6,6•10^-5 Gęstość roztworu przyjmij równą 1,00 g/cm³.

2. Określ odczyn wodnych roztworów siarczanu magnezu, chlorku glinu, octanu magnezu i palmitynianu sodu. Napisz odpowiednie równania reakcji lub zaznacz, że reakcja nie zachodzi.

3. Podczas rozcieńczania roztworu SbCl₃ w wodzie wytrąca się biały osad SbOCl i po pewnym czasie ustala się stan równowagi, który można zilustrować za pomocą równania: SbCl₃ + H₂O ↔ SbOCl + 2HCl. Określ w którą stronę przesunie się równowaga tej reakcji jeżeli do układu dodamy więcej wody. Swój wniosek uzasadnij w oparciu o regułę przekory

4. Roztworowi kwasu octowego o stężeniu 0,1 mol/dm³ odpowiada pH = 3. Oblicz przybliżona wartość stopnia dysocjacji kwasu octowego w tym roztworze

5. Określ odczyn wodnego roztworu octanu wapnia. Swój wniosek uzasadnij pisząc odpowiednie równania reakcji w formie cząsteczkowej, półjonowej i jonowej skróconej.

6. Azotan(III) amonu ulega hydrolizie. Wiedząc, że w temperaturze 25⁰C stałe dysocjacji wynoszą K_{wodortlenek amonu}= 1,78·10^-5mol/dm³ a K _{kwasu azotowego(III)}=2·10^-4mol/dm³określ odczyn wodnego roztworu tej soli.

7. Stała dysocjacji kwasu azotowego(III) wynosi 4·10^-4mol·dm^-3. Określ pH roztworu tego kwasu o stężeniu 0,001 mol·dm^-3.

8. Podaj definicje kwasów i zasad według teorii Arrheniusa, Brønsteda – Lowry’ego oraz Lewisa

9. Które z poniższych substancji są zasadami a które kwasami:

• Ba(OH)₂, H₂SO₃ – według teorii Arrheniusa

• - według teorii Brøstesda-Lowwry’ego

• - według teorii Lewisa

Wybór uzasadnij o odpowiednie równania reakcji

10) Podaj przykładowe równania reakcji w postaci cząsteczkowej i jonowej, które przebiegają zgodnie z poniższymi zapisami. Podaj nazwy wszystkich reagentów: X²⁺+2OH^-→X(OH)₂(↓) oraz druga 2H⁺+Y^2-→H₂Y(↑)

11)Scharakteryzuj stałą i stopień dysocjacji elektrolitu. Oblicz stałą dysocjacji kwasu azotowego(III), wiedząc, że w 250 cm³ roztworu zawierającego 4,7 g tego kwasu, stężenie jonów H⁺ wynosi 0,009 mol/dm³

12) Określ odczyn roztworu powstałego przez zmieszanie 25 cm³ roztworu wodorotlenku sodu o pH = 11 do 50 cm³ roztworu kwasu azotowego(V) o pH = 3

13) Zaprojektuj po jednym doświadczeniu obrazującym reakcję jonową typu:

• jon + jon →

• atom + jon →

• cząsteczka + jon →

Narysuj schematy tych doświadczeń. Dla jednego doświadczenia, z zaprojektowanych przez Ciebie, podaj przewidywane obserwacje, sformułuj wniosek oraz zapisz cząsteczkowe, pełne i skrócone jonowe równania tych reakcji.

14. Stosując jako substrat węglan sodu zapisz równania reakcji zachodzących podczas dysocjacji jonowej, hydrolizy i elektrolizy wodnego roztworu tej soli.

15. Wskaż które substancje pełnią rolę kwasów a które zasad w ujęciu teorii Brønsteda w reakcji przedstawionej równaniem: Wyjaśnij czy powstawanie kationu tetraaminomiedzi(II) : Cu²⁺+4NH₃→[Cu(NH₃)₄]²⁺ można opisać jako reakcja kwas – zasada w świetle teorii Lewisa.

16. Zapisz w formie jonowej równania reakcji potwierdzające amfoteryczny charakter tlenku chromu(III)

17. Jony baru są silną trucizną, jednak siarczan(VI) baru stosowany jest jako kontrast w badaniach przewodu pokarmowego człowieka. Wyjaśnij, dlaczego substancję tę można bezpiecznie wykorzystać w diagnostyce.

18. W pewnej temperaturze w roztworze substancji B o stężeniu molowym 0,1 mol/dm³ równowagowe stężenie jonów OH^- = 0,001 mol/dm³. Oblicz stałą i stopień dysocjacji substancji B oraz pH roztworu.

19. Hydroliza to zjawisko rozpadu cząsteczek pod wpływem wody. Podaj przykłady soli ulegających hydrolizie kationowej oraz soli ulegającej hydrolizie anionowej oraz napisz odpowiednie równania reakcji.

20. Na podstawie wartości stałych dysocjacji określ odczyn roztworów wodnych soli.: NH₄NO₂, NH₄HCO₃, CH₃COONH₄. Zapisz równania reakcji hydrolizy.

Rozwiązania zadań z równowag jonowych w roztworach wodnych

Zad.1

Z podanej rozpuszczalności obliczymy stężenie molowe roztworu nasyconego. Rozpuszczalność, to ilość substancji, która rozpuści się w 100 g wody. Przy założonej gęstości d=1 g/cm³ objętość roztworu wynosi 100 cm³. Kwas benzoesowy jest kwasem aromatycznym – C₆H₅COOH czyli M = 122 g/mol.

Stężenie molowe

Następnie obliczamy stopień dysocjacji

pH = -log 10^-3 = 3

Zad.2

1/ MgSO₄+H₂O↔ reakcja nie zachodzi- sól mocnego kwasu i zasady

2/ AlCl₃ + 3H₂O ↔ Al(OH)₃ + 3H⁺ + 3Cl^-

Al³⁺ + 3H₂O ↔ Al(OH)₃ + 3H⁺ hydroliza kationowa, pH<7

3. (CH₃COO)₂Mg + 2H₂O ↔Mg²⁺ +2OH^-+2CH₃COOH

CH₃COO^- + H₂O ↔ CH₃COOH + OH^- hydroliza anionowa, pH>7

3. C₁₅H₃₁COONa + H₂O ↔ C₁₅H₃₁COOH + Na⁺+ OH^-

C₁₅H₃₁COO^- + H₂O ↔ C₁₅H₃₁COOH + OH^- hydroliza anionowa pH > 7

Zad. 3

Dodanie wody oznacza wzrost stężenia substratów co, zgodnie z regułą przekory, oznacza przesunięcie równowagi w kierunku produktów reakcji.

Zad.4

Zad. 5

Octan sodu jest solą słabego kwasu i mocnej zasady, będzie więc ulegał hydrolizie

Zapis cząsteczkowy reakcji hydrolizy:

(CH₃COO)₂Ca + 2H₂O ↔ 2CH₃COOH + Ca(OH)₂

Zapis półjonowy:

2CH₃COO^- +Ca²⁺+ 2H₂O↔ 2CH₃COOH + Ca²⁺+ 2OH^-

Zapis jonowy skrócony:

CH₃COO^- + H₂O ↔CH₃COOH + OH^- hydroliza anionowa, pH>7

Zad. 6

Azotan(III) amonu ulega hydrolizie kationowo – anionowej (typowej dla soli słabych kwasów z słabymi wodorotlenkami). Z porównania wartości stałych widzimy, że lepiej dysocjuje kwas azotowy(III) (K_kwasu > K_zasady) tak więc odczyn będzie słabo kwaśny.

Zad. 7

K = 4·10^-4 mol/dm³

C₀ = 0,001 mol/dm³

pH = ?

Z prawa rozcieńczeń Oswalda można wyliczyć wartość stopnia dysocjacji

wartość logarytmu obliczono za pomocą odpowiedniego kalkulatora z funkcją logarytmiczną

Zad.8

Definicje według Arhenniusa – Kwasy to substancje, które w roztworze wodnym dysocjują z utworzeniem jonów wodorowych

Wodorotlenki – to substancje, które w roztworach wodnych dysocjują z utworzeniem jonów wodorotlenowych

Definicje według Brønsteda – Kwasy to substancje, które w reakcjach oddają protony wodorowe, zaś wodorotlenki to substancje będące protonobiorcami

Definicje według Lewisa – Wodorotlenki to substancje, które w reakcjach są dawcami pary elektronowej zaś kwasy są biorcami pary elektronowej.

Zad.9

Według Arhenniusa (równanie dysocjacji elektrolitycznej)

• Ba(OH)₂ – wodorotlenek

• H₂SO₃ – kwas

Według Brønsteda

HCO₃^- - amfoter (może być kwasem lub zasadą): HCO₃^- + H⁺ ↔H₂CO₃

lub HCO₃^-+OH^-→ CO₃^2- + H₂O

NH⁺₄ - kwas NH₄⁺+ Cl^-→NH₃•HCl

S^2- - zasada S^2-+ 2H⁺ → H₂S

Według Lewisa

NH₃- zasada NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

BF₃ - kwas BF₃ + NH₃ → NH₃•₃

Zad. 10

X²⁺ + 2OH^- → X(OH)₂

FeCl₂ + 2NaOH → Fe(OH)₂(↓) + 2NaCl

Chlorek żelaza(II) reaguje z wodorotlenkiem sodu z wytrąceniem koloidalnego osadu wodorotlenku żelaza(II)

2H⁺ + Y^2-→ H₂Y(↑)

H₂SO₄ + Na₂S → Na₂SO₄ + H₂S(↑)

W reakcji siarczku sodu z kwasem siarkowym(VI), mocny kwas wypiera kwas słaby, który na dodatek jest lotny co oznaczono strzałką skierowaną do góry. Wydzielający się siarkowodór jest łatwy do zidentyfikowania, gdyż posiada zapach zgniłych jaj.

Zad. 11

Obie wielkości charakteryzują ilościowo proces dysocjacji elektrolitycznej. Stopień dysocjacji określa jaka część wprowadzonych do roztworu cząsteczek uległa rozpadowi na jony, czyli dysocjacji. Wartość stopnia dysocjacji zależy jednak od stężenia roztworu dlatego nie jest jednoznacznie charakterystyczna dla danej substancji chemicznej.

Stała dysocjacji nie zależy od stężenia i opisuje równowagę reakcji dysocjacji. Wartość stałej dysocjacji jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń jonów powstałych w procesie dysocjacji i odwrotnie proporcjonalna do stężenia cząsteczek, które nie uległy dysocjacji.

Zad. 12

Roztwór zasadowy pH =11 => pOH = 3 roztwór wodorotlenku o stężeniu 0,001 mol/dm³

Roztwór kwasu pH = 3 => roztwór kwasu o stężeniu 0,001 mol/dm³

Wodorotlenek sodu reaguje z kwasem azotowym w stosunku molowym 1:1, obliczmy ilości moli tych substancji w roztworach

n_kwasu = 0,0005 mola

n_zasada = 0,00025 mola

n_kwasu>n_zasady po zmieszaniu roztworów odczyn będzie kwaśny

Zad. 13

Reakcja: jon + jon : przykład Cu²⁺+ 2OH^-→ Cu(OH)₂

Do probówki z roztworem siarczanu(VI) miedzi(II) dodawano roztwór wodorotlenku sodu. Wytrącił się niebieski, galaretowaty osad wodorotlenku miedzi(II)

Reakcja: atom + jon :przykład Fe⁰ + Cu²⁺ → Cu²⁺ + Fe⁰

Do roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) wprowadzono na chwilę gwóźdź , żelazo zawarto w gwoździu uległo reakcji i w efekcie gwóźdź pokrył się rdzawym nalotem metalicznej miedzi.

Reakcja: cząsteczka + jon : przykład NH₃+ H⁺ → NH⁺₄

Wodorotlenek dodawany do roztworu kwasu solnego wobec wskaźnika np. fenoloftaleiny reaguje z kwasem i po całkowitym jego przereagowaniu (zgodnie z równaniem reakcji) nadmiar spowoduje wystąpienie barwy malinowej.

Zad.14

Dysocjacja węglanu sodu:

Hydroliza: Na₂CO₂ + 2H₂O ↔ 2Na⁺ + 2OH^- + H₂CO₃ hydroliza anionowa, pH>7

Zad. 15

CH₃COO^- + H₂O ↔ CH₃COOH + OH^-

Jon octanowy przyjmuje od wody proton wodoru, w świetle teorii Brønsteda jest więc zasadą zaś protonodawca czyli woda jest kwasem.

Cu²⁺ + 4 NH₃ → [Cu(NH₃)₄]²⁺

W tej reakcji cząsteczki amoniaku przekazują jonowi miedzi(II) swoje pary elektronowe i zgodnie z teorią Lewisa jest zasadą

Zad. 16

Al₂O₃ + 6H⁺ → 2Al³⁺ + 3H₂O

Al₂O₃ + 6OH^- →2AlO^3-₃ + 3H₂O

Zad. 17

Siarczan(VI) baru nie wykazuje toksyczności gdyż jest bardzo słabo rozpuszczalny.

Zad. 18

Zad.19

Hydroliza kationowa – ulega jej sól słabego wodorotlenku i mocnego kwasu

AgNO₃ + H₂O ↔ AgOH + H⁺ + NO₃^- odczyn kwaśny

Hydroliza anionowa – ulega jej sól słabego kwasu i mocnego wodorotlenku

NaNO₂ + H₂O ↔Na⁺ + OH^- + HNO₂ odczyn zasadowy

Zad.20

Wszystkie przykłady to sole słabych kwasów i wodorotlenków tak więc odczyn będzie prawie obojętny jednak dokładnie będzie o odczynie decydowała moc powstałych słabych kwasów i wodorotlenków o czym dowiemy się z porównania wartości odpowiednich stałych. Większa wartość stałej większa moc elektrolitu.

NH₄NO₂ K_amoniaku<K_kwasu odczyn słabo kwaśny

NH₄HCO₃ K_amoniaku>K_kwasu odczyn słabo zasadowy

CH₃COONH₄ K_amoniaku=K_kwasu odczyn obojętny