Tlenki i kwasy, sole i wodorotlenki
Duża różnorodność związków nieorganicznych spowodowała, że zostały podzielone na kilka typów. Podział ten wynika zarówno z ich składu, budowy, jak i charakteru chemicznego. Do podstawowych typów związków nieorganicznych należą tlenki, wodorki, wodorotlenki metali, kwasy i sole.
TLENKI
Tlenki są to związki pierwiastków (metali i niemetali) z tlenem, w których tlen występuje na -II stopniu utlenienia. Budowa i właściwości tlenków zależą od wartości elektroujemności pierwiastka łączącego się z tlenem. Duża elektroujemność tlenu (3,5 w skali elektroujemności Paulinga - drugie miejsce po fluorze) jest powodem znacznego zróżnicowania charakteru wiązań chemicznych w tlenkach i w rezultacie różnych ich właściwości.
Otrzymywanie tlenków równania reakcji:
Ca CO3 → CaO + CO2
S + O2 → SO2
Cu(OH)2 → CuO + H2O
2 Mg + O2 → 2 MgO
C + O2 → CO2
2 SO2 + O2 → 2 SO3
CO2 + C → 2 CO
MgCO3 → MgO + CO2
Do podstawowych metod otrzymywania tlenków należą:
Bezpośrednia synteza z pierwiastków
Utlenianie lub redukcja innych tlenków
Rozkład termiczny niektórych soli kwasów tlenowych lub wodorotlenków metali
Różnorodność tlenków powoduje, że w obrębie tej grupy wprowadza się bardziej szczegółowy podział. Najprostszy uwzględnia ich podział na tlenki metali i tlenki niemetali. W tabeli poniżej podano przykłady tlenków metali i tlenków niemetali oraz ich nazwy:
Tlenki niemetali |
CO CO2 SiO2 SO2 SO3 N2O NO N2O3 NO2 N2O5 |
tlenek węgla(II) tlenek węgla(FV) tlenek krzemu (IV) tlenek siarki(IV) tlenek siarki (VI) tlenek azotu(I) tlenek azotu(II) tlenek azotu (III) tlenek azotu (IV) tlenek azotu (V) |
|||
|
|
|
|||
|
|
|
|||
|
|
|
|||
|
|
|
|||
|
|
|
|||
|
|
|
|||
|
|
|
|||
|
|
|
|||
|
|
|
|||
Tlenki metali |
Na2O MgO A12O3 FeO Fe2O3 CrO Cr2O3 CrO3 PbO HgO |
tlenek sodu tlenek magnezu tlenek glinu tlenek żelaza(II) tlenek żelaza(III) tlenek chromu (II) tlenek chromu (III) tlenek chromu(VI) tlenek ołowiu (II) tlenek rtęci(II) |
|||
|
|
|
|||
|
|
|
|||
|
|
|
|||
|
|
|
|||
|
|
|
|||
|
|
|
|||
|
|
|
|||
|
|
|
|||
|
|
|
Analizując nazwy tlenków, łatwo można zauważyć sposób ich tworzenia.
Nazwy tlenków tworzy się, dodając do słowa tlenek nazwę pierwiastka, np. tlenek sodu. Jeżeli dany pierwiastek tworzy kilka tlenków, w których przyjmuje różne stopnie utlenienia, to obok nazwy pierwiastka w nawiasie okrągłym zapisujemy jego stopień utlenienia.
Badanie zachowania się tlenków wobec wody.
Na podstawie barwy uniwersalnego papierka wskaźnikowego można wnioskować, że tlenek wapnia w reakcji z wodą tworzy zasadę, tlenek fosforu(V) - kwas, a tlenek krzemu(IV) nie reaguje z wodą:
CaO + H2O → Ca(OH)2
P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4
Ze względu na zachowanie się tlenków wobec wody możemy je podzielić na:
tlenki reagujące z wodą (CaO, CO2, SO2, P4O10)
tlenki niereagujące z wodą (SiO2, A12O3, Fe2O3, CO)
Zachowanie tlenków względem innych związków (względem wodnych roztworów kwasów i zasad) przedstawiono w tabeli poniżej:
Badany tlenek |
Efekty świadczące o zachodzącej reakcji |
Wnioski |
Równanie reakcji |
|
|
z kwasem |
z zasadą |
|
|
MgO |
zmiana barwy oranżu metylowego z czerwonej na żółto-pomarańczową |
brak zmiany barwy wskaźnika |
reaguje z kwasem |
MgO + 2 HCI → MgCl2 + H2O |
A1203 |
rozpuszczanie tlenku |
rozpuszczanie tlenku |
reaguje z kwasem i zasadą |
A12O3 + 6 HCI → 2 A1C13 + 3 H2O
A12O3 + 2 NaOH + 3 H2O → 2Na[Al(OH)4]
|
P4010 |
brak zmiany barwy wskaźnika |
odbarwienie fenoloftaleiny |
reaguje z zasadą |
P4O10 + 12 NaOH → 4 Na3PO4 + 6 H2O |
Można więc wyróżnić trzy grupy tlenków:
tlenki zasadowe, czyli te, które reagują z kwasami;
tlenki kwasowe, czyli te, które reagują z zasadami;
tlenki amfoteryczne (z języka greckiego amphoteros - dwustronny), czyli te, które reagują z kwasami i z zasadami.
Oprócz grup tlenków wyróżnionych istnieje jeszcze nieliczna grupa tlenków, które nie reagują z wodą ani kwasami i zasadami. Są to tlenki obojętne.
Do tej grupy należą:
CO
N2O
NO
Analizę tlenków i ich charakteru na tle układu okresowego (na przykładzie tlenków 3. okresu) przedstawiono w tabeli poniżej:
Tlenki pierwiastków trzeciego okresu |
|||||
Na20 |
MgO |
A12 O3 |
SiO2 |
P4O10 SO3 |
C12 O7 |
reagują z wodą, tworząc zasady |
nie reagują z wodą |
reagują z wodą, tworząc kwasy |
|||
reagują z kwasami -tlenki zasadowe |
reaguje z kwasami i zasadami - tlenek amfoteryczny |
reagują z zasadami - tlenki kwasowe |
Analizując tabelę, można zauważyć, że charakter chemiczny tlenków zmienia się stopniowo. Tlenki bardzo aktywnych metali (sodu, magnezu) reagują z wodą, tworząc zasady, reagują też z kwasami, a nie reagują z zasadami. Tlenek glinu i tlenek krzemu(IV) nie reagują z wodą, ale tlenek glinu reaguje z kwasami i zasadami. Jest to zatem tlenek amfoteryczny. Należy zauważyć, że nie można utożsamiać tlenków obojętnych wobec wody z tlenkami amfoterycznymi. Tlenek krzemu(IV) nie reaguje z wodą, ale podobnie jak inne tlenki niemetali w wysokiej temperaturze reaguje z zasadami:
SiO2 + 2 NaOH → Na2SiO3 + H2O, czyli należy do tlenków kwasowych.
Podsumowując:
Tlenki reagujące z kwasami, a niereagujące z zasadami nazywamy tlenkami zasadowymi.
Tlenki reagujące z zasadami, a niereagujące z kwasami nazywamy tlenkami kwasowymi.
Tlenki, które reagują zarówno z kwasami, jak i z zasadami nazywamy tlenkami amfoterycznymi.
Wiele tlenków to związki chemiczne, z którymi stykamy się na każdym kroku lub często o nich słyszymy. Wystarczy wspomnieć o tlenku węgla(IV) (dwutlenku węgla), tlenku krzemu(IV) (krzemionce) czy tlenku azotu(II).
Tlenek krzemu(IV) - SiO2 występuje nie tylko w postaci drobnokrystalicznego piasku, tworzy też piękne kryształy kwarcu zwane kryształem górskim. Używany jest do wyrobu biżuterii i przedmiotów ozdobnych (puchary, kielichy). Grecy uważali, że jest to kryształ lodu zamrożony przez bogów i zesłany na ziemię. Odmianą SiO2 są agaty zawierające domieszki innych substancji nadających im charakterystyczną barwę (fioletową czy brązową). Agaty ze względu na dużą odporność mechaniczną i chemiczną służą do wyrobu moździerzy używanych w laboratoriach. SiO2 stopiony, a następnie chłodzony zastyga w sztywną bezpostaciową masę, tworząc szkło kwarcowe.
Tlenek azotu(II) został odkryty w 1772 roku przez Priestleya. Przez 200 lat był traktowany jako substancja bardzo toksyczna. Dopiero w drugiej połowie XX wieku odkryto, że tlenek azotu(II) ma duże znaczenie biologiczne. Za prace nad właściwościami NO w 1998 roku Robert Furchgott, Louis Ignarro i Ferid Murad otrzymali Nagrodę Nobla w dziedzinie fizjologii i medycyny. Stężenie NO we krwi przepływającej przez mięsień sercowy jest utrzymywane na stałym poziomie. Jeżeli, np. w wyniku zwiększenia poziomu cholesterolu, następuje zwężenie naczyń krwionośnych, to zmniejsza się stężenie NO, co powoduje zaburzenia rytmu serca. Odcięcie dostawy NO prowadzi do śmierci w ciągu 10 - 15 s. Podawane chorym leki zawierające nitroglicerynę rozkładają się w organizmie, wydzielając NO bezpośrednio do komórek mięśniowych, co powoduje rozszerzenie naczyń krwionośnych.
Oprócz tlenków znane są związki pierwiastków z tlenem, w których tlen formalnie występuje na -I stopniu utlenienia (nadtlenki), a także może przyjmować stopień utlenienia -1/2 (ponadtlenki). Przedstawiciele tego typu związków to np.:
H2O2 - nadtlenek wodoru (-1)
CaO2 - nadtlenek wapnia (-1)
KO2 - ponadtlenek potasu (-1/2)
Na2O2 - nadtlenek sodu (-1)
Najbardziej znanym nadtlenkiem jest nadtlenek wodoru H2O2. Jego 3% roztwór to woda utleniona, a 30% to perhydrol. Woda utleniona służy do oczyszczania i dezynfekcji ran, natomiast 0,2% roztwór nadtlenku wodoru jest stosowany w leczeniu chorób przyzębia oraz jako środek dezynfekujący kanały zębowe zakażone bakteriami.
Rozkład wody utlenionej wobec MnO2 jako katalizatora:
H2O2 → H2O + O
Nadtlenek wodoru jest nietrwały i ulega rozkładowi z wydzieleniem tlenu atomowego. Tlen w postaci pojedynczych atomów istnieje bardzo krótko - praktycznie tylko w chwili powstawania, dlatego te postać często nazywamy in statu nascendi, co oznacza w stanie rodzenia się. Natychmiast pojedyncze atomy łączą się w cząsteczki dwuatomowe O2, a równanie reakcji zapisuje się:
2 H2O2 → 2 H2O + O2
Wydzielający się tlen działa odkażająco i bakteriobójczo. W wypadku zetknięcia się H2O2 ze zranionymi tkankami, funkcję katalizatora przyspieszającego jego rozkład pełni enzym zawarty we krwi - katalaza. Dzięki właściwościom utleniającym H2O2 stosowany jest do rozjaśniania włosów, bielenia słomy czy tkanin, a 90% roztwór H2O2 jako utleniacz paliw w łodziach podwodnych i rakietach.
WODOROTLENKI
Ogólny wzór wodorotlenków:
M(OH)x
gdzie: x oznacza ładunek kationu.
Wodorotlenkami nazywamy wszystkie związki nieorganiczne, których cząsteczki zawierają kationy metali (M+) i aniony wodorotlenkowe (OH-).
Liczba jonów OH w cząsteczce wodorotlenku zależy od stopnia utlenienia wchodzącego w jej skład metalu, np. NaOH (I), Ca(OH)2 (II), Fe(OH)2 (II), Fe(OH)3 (III).
Nazwy wodorotlenków tworzy się, dodając do słowa wodorotlenek nazwę metalu i w nawiasie jego stopień utlenienia. Zgodnie z umową, jeżeli dany pierwiastek w związkach chemicznych występuje tylko na jednym stopniu utlenienia, to nie jest konieczne podawanie go w nawiasie. W tabeli podano wzory i nazwy wybranych wodorotlenków metali.
Wodorotlenki |
|
wzór chemiczny |
nazwa |
NaOH |
wodorotlenek sodu |
KOH |
wodorotlenek potasu |
Ca(OH)2 |
wodorotlenek wapnia |
Mg(OH)2 |
wodorotlenek magnezu |
A1(OH)3 |
wodorotlenek glinu |
Fe(OH)2 |
wodorotlenek żelaza(II) |
Fe(OH)3 |
wodorotlenek żelaza(III) |
Cu(OH)2 |
wodorotlenek miedzi(II) |
Najważniejsze metody otrzymywania wodorotlenków metali:
reakcja aktywnych metali z wodą;
2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
reakcja odpowiedniego tlenku metalu z wodą;
CaO + H2O → Ca(OH)2
reakcja niektórych soli z innymi wodorotlenkami.
W wodnym roztworze FeCl3 obserwuje się wytrącanie się brunatnego osadu:
FeCl3 + 3 NaOH → Fe(OH)3 + 3 NaCl
Można stwierdzić, że metodą otrzymywania wodorotlenków metali może być też reakcja niektórych soli z innymi wodorotlenkami.
Rozpuszczalne w wodzie wodorotlenki metali wykazują charakter zasadowy. Noszą one nazwę zasad. Rozpuszczalnymi wodorotlenkami metali są np. NaOH i KOH - ich wodne roztwory to odpowiednio zasada sodowa i zasada potasowa. Nazwy zasada nie można stosować w stosunku do trudno rozpuszczalnych wodorotlenków metali, np. Cu(OH)2, A1(OH)3 czy Fe(OH)3. Większość wodorotlenków metali reaguje z kwasami. Przykłady takich reakcji ilustrują poniższe równania reakcji:
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O
Ca(OH)2 + 2 HNO3 → Ca(NO3)2 + 2 H2O
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
Niektóre wodorotlenki metali reagują zarówno z kwasami, jak i z zasadami. Podobnie jak tlenki, które reagują i z kwasami i zasadami, noszą one nazwę wodorotlenków amfoterycznych. Przykładem takiego wodorotlenku jest Al(OH)3.
Zastosowanie NaOH:
środek chemiczny w laboratoriach
produkcja mydeł - już w starożytności NaOH stosowano do wyrobu mydeł. Pierwszą fabrykę sody żrącej wybudowano w Glasgow w 1844 roku, a w 1852 jej produkcja wynosiła już około 70 000 ton
otrzymywanie detergentów
w procesie rafinacji ropy naftowej
produkcja papieru
otrzymywanie sztucznego jedwabiu
otrzymywanie barwników
regeneracja kauczuku
Ze względu na właściwości wodorotlenek sodu nazywany jest także sodą żrącą lub sodą kaustyczną, a jego roztwory alkaliami lub ługami.
KWASY
KWASY |
|
WZÓR OGÓLNY |
NAZWA |
H2SO4 H2SO3 HNO3 HNO2 H3PO4 HC1O HC1O2 HClO3 HC1O4 HCl(aq) HBr(aq) HF(aq) H2S(aq) |
kwas siarkowy(YI) kwas siarkowy(IY) kwas azotowy(V) kwas azotowy(III) kwas fosforowy(V) kwas chlorowy(I) kwas chlorowy(III) kwas chlorowy(V) kwas chlorowy(VII) kwas chlorowodorowy kwas bromowodorowy kwas fluorowodorowy kwas siarkowodorowy |
Kwas mrówkowy.
Kwas mrówkowy jest bezbarwną cieczą o ostrym zapachu i temperaturze wrzenia 101°C. Rozpuszcza się w wodzie w dowolnych stosunkach. Wywołuje oparzenia skóry. Zawarty jest w wydzielinie gruczołów mrówek oraz w niektórych roślinach (na przykład w liściach pokrzywy). Pod względem właściwości kwasowych kwas mrówkowy jest najbardziej aktywny spośród wszystkich kwasów karboksylowych. Tłumaczy się to tym, że jego grupa karboksylowa związana jest z wodorem, a nie z resztą węglowodorową. Dzięki obecności w cząsteczce grupy aldehydowej przejawia właściwości aldehydu, to jest wykazuje działanie redukujące (daje reakcję lustra srebrnego).
Kwas mrówkowy stosuje się powszechnie w przemyśle chemicznym w charakterze reduktora w syntezie substancji organicznych, a także do otrzymania kwasu szczawiowego; w przemyśle spożywczym w charakterze środka dezynfekującego i konserwującego; w przemyśle tekstylnym — podczas barwienia tkanin; w medycynie jako środek do nacierania w chorobach reumatycznych. Kwas mrówkowy otrzymywano dawniej przez moczenie mrówek w wodzie i destylację otrzymanego wyciągu. Obecnie kwas ten otrzymuje się z tlenku węgla i wodorotlenku sodowego.
Kwas mrówkowy wypiera się z powstającej soli przez działanie kwasem siarkowym, a następnie oddestylowuje się:
HCOONa + H2SO4 → HCOOH + NaHSO4
Z powodu łatwego utleniania się kwasu mrówkowego ogólne metody stosowane przy otrzymywaniu innych kwasów są w danym przypadku mało przydatne.
Kwas octowy.
Kwas octowy jest w zwykłej temperaturze bezbarwną cieczą o ostrym, charakterystycznym zapachu. W temperaturze poniżej - 16,6°C krzepnie w postaci kryształów podobnych do lodu, na skutek czego otrzymał nazwę kwas lodowaty. Kwas octowy rozpuszcza się w wodzie w dowolnych stosunkach. 3-5% roztwór wodny kwasu znany jest pod nazwą octu, który stosuje się jako przyprawę spożywczą; 70-80% kwas octowy zwany jest esencją octową. Pod względem właściwości chemicznych kwas octowy podobny jest do kwasów mineralnych. W roztworach wodnych dysocjuje na jony.
Reszta kwasowa CH3COO- nazywa się jonem octanowym. Ponieważ kwas octowy zalicza się do słabych elektrolitów, toteż jonów wodorowych i octanowych powstaje niewiele. Jony wodorowe kwasu octowego, podobnie jak innych kwasów barwią lakmus na kolor czerwony.
Metale stojące w szeregu napięciowym przed wodorem podstawiają wodór w grupie karboksylowej tworząc sole. Kwas octowy wstępuje w reakcję zobojętnienia z zasadami, na przykład:
CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O
Łatwo reaguje z solami wypierając kwasy słabsze i bardziej lotne, na przykład:
2CH3COOH+CaCO3 → (CH3COO)2Ca +H2
Kwas octowy reaguje łatwo z amoniakiem, tworząc sól — octan amonowy. Reakcje kwasu octowego z zasadami, tlenkami i solami wykorzystuje się do otrzymywania jego soli.
Zastosowanie kwasu octowego jest bardzo różnorodne. W przemyśle chemicznym stosuje się go do otrzymywania tworzyw sztucznych, różnorodnych barwników, leków, włókien sztucznych (jedwab octanowy), niepalnej błony filmowej itd. W charakterze zaprawy do barwienia tkanin stosuje się sole kwasu octowego — glinowe, chromowe i żelazowe. Kwasu octowego używa się jako przyprawy spożywczej oraz do konserwowania warzyw i owoców
Współczesny syntetyczny sposób otrzymywania kwasu octowego opiera się na utlenianiu aldehydu octowego, który z kolei otrzymuje się z acetylenu według reakcji Kuczerowa (acetylen otrzymuje się z bardzo dostępnego surowca naturalnego - metanu). Duże znaczenie ma nowa metoda otrzymywania kwasu octowego polecająca na utlenieniu butanu. Podczas gdy otrzymywanie kwasu octowego z metanu jest procesem wielostopniowym: metan → acetylen → aldehyd octowy → kwas octowy, utlenianie butanu do kwasu octowego skraca tę wielostopniowość, co w produkcji na dużą skalę daje duże efekty.
SOLE
Największą grupę związków nieorganicznych tworzą sole. Nazwa ta pochodzi od łacińskiego słowa sal i oznacza wszystkie substancje, których właściwości są podobne do znanej od najdawniejszych czasów soli kamiennej.
Sól kamienna (halit) - chlorek sodu
sól fizjologiczna jest to farmakologiczna nazwa 0,9% roztworu NaCl; spełnia rolę w przewodzeniu impulsów nerwowych
na przykładzie NaCl omawia się procesy elektrolizy i osmozy
występują solonośne pokłady w Polsce, zasolenie wód i gleb, a nawet źródłosłów nazw miejscowości: Solec Kujawski, Solec nad Wisłą, Salzburg
chlorek sodu to także surowiec do otrzymywania sodu, chloru, kwasu solnego, węglanu sodu i oczywiście przyprawa kuchenna
Sole są to związki chemiczne, które w stanie stałym zbudowane są z kationów metali i anionów reszt kwasowych.
Ogólny wzór soli:
MxRy
gdzie: y i x oznaczają odpowiednio ładunek kationu metalu i anionu reszty kwasowej.
W zależności od rodzaju kwasu, od którego pochodzi dana sól, możemy wyróżnić (podobnie jak w wypadku kwasów):
sole kwasów beztlenowych:
NaCl, MgCl2, K2S
sole kwasów tlenowych:
MgSO4, CaCO3, KNO3.
Sole można otrzymać bardzo różnymi metodami.
Do najważniejszych metod otrzymywania soli należą:
reakcje kwasów z zasadami
KOH + HNO3 → KNO3 + H2O
NaOH + HC1 → NaCl + H2O
reakcje metali z kwasami
Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2
Zn + 2 HC1 → ZnCl2 + H2 J
reakcje tlenków metali z kwasami
CuO + 2 HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O
Na2O + 2 HC1 → 2 NaCl + H2O
reakcje tlenków niemetali z zasadami
SO3 + 2 KOH → K2SO4 + H2O
reakcje tlenków metali z tlenkami niemetali
CaO + CO2 → CaCO3
reakcje bezpośredniej syntezy z metalu i niemetalu
Fe + S → FeS
Analizując te równania reakcji chemicznych, łatwo można zauważyć, że niektóre z tych metod mogą być stosowane zarówno do otrzymywania soli kwasów tlenowych, jak i beztlenowych, niektóre tylko do otrzymywania soli kwasów tlenowych, a niektóre tylko do otrzymywania soli kwasów beztlenowych.
Nazwy soli tworzy się, podobnie jak w wypadku innych typowych związków nieorganicznych, zwracając uwagę na stopień utlenienia. Przykłady wybranych soli oraz ich nazwy podano w tabeli.
Sole |
|
wzór chemiczny |
nazwa |
NaCl |
chlorek sodu |
CuS |
siarczek miedzi(II) |
Cu2S |
siarczek miedzi(I) |
FeCl3 |
chlorek żelaza(III) |
Na2SO4 |
siarczan(VI) sodu |
Ca(NO3)2 |
azotan(V) wapnia |
Ca(NO2)2 |
azotan(III) wapnia |
A1PO4 |
fosforan(V) glinu |
CuSO4 |
siarczan(VI) miedzi(II) |
Cu2SO4 |
siarczan(VI) miedzi(I) |
A12(CO3)3 |
węglan glinu |
Podsumowanie:
Ze względu na dużą różnorodność związków nieorganicznych dzielą się one na cztery główne grupy: tlenki, kwasy, zasady i sole
Tlenki ze względu na charakter chemiczny dzielą na tlenki kwasowe, zasadowe, amfoteryczne. Wyróżnia się także tlenki obojętne
Kwasy dzielą się na kwasy beztlenowe i kwasy tlenowe. Do najważniejszych reakcji kwasów należą reakcje z metalami, tlenkami metali i zasadami
Wodorotlenki metali zbudowane są z kationów metali i anionów wodorotlenkowych. Do wodorotlenków mających największe zastosowanie należą wodorotlenek sodu i wapnia
Najliczniejsza grupa związków nieorganicznych to sole zbudowane z kationów metali i anionów reszt kwasowych. Sole można otrzymywać różnymi metodami, np. w reakcji kwasów z zasadami, metali z kwasami, tlenków metali z tlenkami niemetali. Nomenklatura tlenków, zasad i soli wynika z uwzględnienia stopnia utlenienia pierwiastków tworzących wyżej wymienione związki.
Kwasy, zasady i sole według teorii Arrheniusa
Wprowadzenie pojęcia dysocjacji elektrolitycznej pozwoliło Arrheniusowi zdefiniować dwie podstawowe grupy związków nieorganicznych - kwasy i zasady.
Kwasy są to substancje, które dysocjują w roztworze wodnym na jednododatnie jony wodoru i ujemne jony reszt kwasowych.
HxR → xH+ + Rx-
Należy pamiętać, że cząsteczki wody są polarne; oznacza się je umownie. Gdy znajdą się w pobliżu cząsteczki np. HCl, ustawiają się biegunem dodatnim w kierunku jonów ujemnych (np. Cl), a biegunem ujemnym w kierunku jonów dodatnich (np. H+). Można to zilustrować równaniami reakcji, np.:
HCl → H+ + Cl-
kwas jon jon
chlorowodorowy wodoru chlorkowy
H2SO4 → 2 H+ + SO42-
kwas siarkowy (VI) jon siarczanowy (VI)
H3PO4 → 3 H+ + PO43-
kwas jon osforanowy (V)
fosforowy (V)
Przedstawione równania dysocjacji elektrolitycznej kwasu siarkowego(VI) oraz fosforowego(V) stanowią tylko uproszczoną interpretację tego procesu. W rzeczywistości kwasy zawierające więcej niż jeden atom wodoru zdolny do odszczepienia ulegają stopniowej dysocjacji. Dla kwasu siarkowego(VI) można więc podać dwa ogólne równania:
H2SO4 → H+ + HSO4-
kwas siarkowy (VI) jon wodorosiarczanowy (VI)
HSO4- → H+ + SO42-
jon jon siarczanowy (VI)
wodorosiarczanowy (VI)
Zapisując równania procesu dysocjacji elektrolitycznej, należy pamiętać, że suma ładunków powstających jonów musi się równać ładunkowi substratu.
Zasady to substancje, które w roztworze wodnym dysocjują na dodatnie jony metali i jednoujemne jony wodorotlenkowe.
M(OH)n → Mn+ + n(OH)-
Proces ten można zilustrować równaniami zachodzących reakcjami chemicznych:
NaOH → Na+ + OH-
wodorotlenek sodu jon sodu jon wodorotlenkowy
zasada sodowa
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2 OH-
wodorotlenek wapnia jon wapnia jon wodorotlenkowy
Koncepcja Arrheniusa ograniczała się tylko do definicji kwasów i zasad. W późniejszym okresie przyjęto podobną definicję dla soli. Sole to substancje, które w roztworze wodnym dysocjują na dodatnie jony metali i ujemne jony reszt kwasowych.
MnRm → nMm+ + mRn-
Proces ten ilustrują poniższe równania:
NaCl → Na+ + Cl-
chlorek sodu jon sodu jon chlorkowy
Na2SO4 → 2 Na+ + SO42-
siarczan (VI) sodu jon sodu jon siarczanowy (VI)
Al(NO3)3 → Al3+ + 3 NO3-
azotan (V) glinu jon glinu jon azotanowy (V)
Sole są substancjami o budowie krystalicznej. W węzłach ich sieci krystalicznej znajdują się kationy metali i aniony reszt kwasowych. Jak wszystkie związki o budowie jonowej, w stanie ciekłym przewodzą prąd, są więc z reguły mocnymi elektrolitami. Roztwory wielu soli są bezbarwne. Niektóre jednak mają barwę odpowiadającą barwie kationu metalu. Innym roztworom soli nadają zabarwienie ich aniony.
Odczyn roztworu zależy więc od stężenia jonów H+ i OH . Gdy stężenie jonów H+ jest równe stężeniu jonów OH-, to roztwór ma odczyn obojętny. Taka sytuacja ma miejsce w wodzie, a stężenia tych jonów w tym wypadku wynoszą 10-7 mol/dm3. W roztworach o odczynie kwasowym stężenie H+ jest większe od stężenia OH-, a w roztworach zasadowych stężenie jonów H+ jest mniejsze od stężenia jonów OH-.
Hydroliza soli
Określając za pomocą wskaźników odczyn roztworów, wnioskuje się, że przyczyną odczynu kwasowego jest obecność jonów wodoru, a odczynu zasadowego jonów wodorotlenkowych. Za pomocą wskaźnika uniwersalnego można nawet określić pH dowolnego roztworu. Czy można przewidzieć odczyn wodnych roztworów soli? Jak wiadomo, sole zbudowane są z jonów metali i jonów reszt kwasowych, czyli w ich skład nie wchodzą jony H+ ani OH¯. Wynika stąd, że odczyn roztworów soli powinien być obojętny.
Badanie odczynu wodnych roztworów soli.
Odczyn roztworu Na2CO3 jest zasadowy, a A1C13 kwasowy. Prowadzi to do wniosku, że niektóre sole rozpuszczalne w wodzie również reagują z wodą:
Na2CO3 + 2 H2O → 2 NaOH + H2CO3
A1C13 + 3 H2O → A1(OH)3 + 3 HCl
Reakcje te noszą nazwę hydrolizy soli. Produkty powstające w tych reakcjach pozwalają na zdefiniowanie procesu hydrolizy. Hydroliza soli jest to reakcja jonów niektórych soli z wodą z utworzeniem odpowiedniej zasady i odpowiedniego kwasu.
Równania reakcji (słabe elektrolity w formie cząsteczkowej):
w formie jonowej
2 Na+ + CO32- + 2 H2O → 2 Na+ + 2 OH- + H2CO3
formie jonowej skróconej
CO32- + 2 H2O → 2 OH- + H2CO3
w formie jonowej
A13+ + 3 C1- + 3 H2O → A1(OH)3 + 3 H+ + 3 Cl-
w formie jonowej skróconej
A13+ + 3 H2O → A1(OH)3 + 3 H+
Na podstawie powyższych równań reakcji można łatwo ustalić przyczynę zasadowego odczynu roztworu Na2CO3 i kwasowego A1C13. W obu wypadkach z wodą reagują jony pochodzące z soli, a wśród produktów powstają jony, które nadają odpowiedni odczyn wodnym roztworom. W wypadku roztworu Na2CO3 ostatecznie z wodą reagują aniony CO32-, a wśród produktów reakcji pojawiają się jony OH- odpowiedzialne za zasadowy odczyn roztworu.
Dotychczas rozpatrywaliśmy przypadek hydrolizy dwóch soli. Węglan sodu to sól pochodząca od mocnej zasady i słabego kwasu, a chlorek glinu pochodzi od słabej zasady i mocnego kwasu. Można więc uogólnić ten problem, stwierdzając, że sole mocnych zasad i słabych kwasów ulegają hydrolizie z odczynem zasadowym, a sole słabych zasad i mocnych kwasów hydrolizują z odczynem kwasowym.
Sole pochodzące od mocnych kwasów i mocnych zasad nie ulegają hydrolizie. Odczyn wodnych roztworów takich soli jest obojętny.
Uogólniając, można przewidzieć odczyn wodnych roztworów soli, znając moc tworzących je zasad i kwasów.
Sól pochodząca od |
Odczyn roztworu |
|
zasady |
kwasu |
|
mocnej |
mocnego |
obojętny (hydroliza nie zachodzi) |
mocnej |
słabego |
zasadowy |
słabej |
mocnego |
kwasowy |
słabej |
słabego |
obojętny |
Podsumowanie:
podstawową teorią pozwalającą wyjaśnić procesy zachodzące w roztworach elektrolitów jest teoria Arrheniusa
większość reakcji zachodzących w roztworach wodnych to reakcje między jonami lub jonami i cząsteczkami
do najważniejszych reakcji o przebiegu jonowym należą reakcje zobojętniania, strącania osadów i hydrolizy soli
miarą mocy elektrolitów jest stopień dysocjacji