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:

M_xR_y

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.

H_xR → xH⁺ + R^x-

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⁺ + SO₄^2-

kwas siarkowy (VI) jon siarczanowy (VI)

H₃PO₄ → 3 H⁺ + PO₄^3-

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⁺ + SO₄^2-

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.

M_nR_m → nM^m+ + mR^n-

Proces ten ilustrują poniższe równania:

NaCl → Na⁺ + Cl^-

chlorek sodu jon sodu jon chlorkowy

Na₂SO₄ → 2 Na⁺ + SO₄^2-

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 CO₃^2-, 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

---