Elektrolity. dysocjacja ElektRolityczna

Woda - najbardziej pospolity rozpuszczalnik. Duża stała dielektryczna wody ε = 78,4. Zasada Lewisa, właściwości wody są w dużym stopniu określone przez występowanie silnych wiązań wodorowych.

Elektrolit - substancja, która rozpuszczając się we wodzie, daje roz­twór zawierający jony, czyli naładowane poruszające się w roztworze cząstki. Elektrolit w stanie stałym (nie rozpuszczony we wodzie lub nie stopiony) nie przewodzi prądu elektrycznego.

Svante Arrhenius 1887r. Prze-

wodnictwo elektryczne roztwo-

rów pewnych substancji.

Elektrolity - większość soli, kwasy (HNO₃, H₂SO₄, HCl, CH₃COOH), zasady (KOH, Ca(OH)₂, NH₃^.H₂O)

Nieelektrolity - glukoza, sacharoza, alkohol, eter, aceton.

Proces rozpuszczania NaCl -

kryształ jonowy, wiązanie

jonowe, utrzymywany siłami

elektrostatycznymi. Jony są

przyciągane i solwatowane

(hydratowane) przez cząs-
teczki wody.

W roztworze zarówno ujemne aniony Cl^- jak i dodatnie kationy otoczo-

ne są przez cząsteczki wody, co znacznie zmniejsza przyciąganie elek­tro­statyczne między kationami i anionami.

Proces rozpuszczania HCl -

wiązanie H—Cl kowalencyjne

spolaryzowane. Stały i ciekły
HCl nie przewodzi prądu elek­-
trycznego, jony powstają dopie-
ro w procesie rozpuszczania
i hydratacji. Roztwór przewodzi
prąd elektryczny.

Proces rozpuszczania glukozy, kryształu molekularnego, utrzymywa­ne­go w całości przede wszystkim przez wiązania wodorowe między poszcze­gól­nymi cząsteczkami glukozy.

Następuje hydratacja i zastąpienie wiązań wodorowych glukoza - glu­ko­za przez wiązania wodorowe glukoza - woda. Brak jonów, roztwór nie przewodzi prądu elektrycznego.

Badanie przewodnictwa soli stałych NaCl i NH₄SCN. Sole stałe są izolatorami. Brak możliwości ruchu nośników ładunku czyli jonów.

Badanie przewodnictwa roztworów NaCl i NH₄SCN. Roztwory tych soli przewodzą prąd elektryczny.

Badanie przewodnictwa stopionego NH₄SCN (tt. 150 ^oC). Stopiony NH₄SCN przewodzi prąd elektryczny.

Badanie przewodnictwa alkoholu metylowego i roztworu alkoholu metylowego we wodzie. Alkohol metylowy CH₃OH nie przewodzi prądu elektrycznego. Cukier nie przewodzi prądu elektrycznego.

Badanie przewodnictwa wody destylowanej i wody wodociągowej. Woda destylowana nie przewodzi prądu elektrycznego, woda wodocią­gowa słabo.

Elektrolity mocne i słabe.

1 M roztwór HCl bardzo dobrze przewodzi prąd elektryczny, 1 M roz­twór HF słabo. Stopień dysocjacji α dla 1 M HCl * 1 (100 %), dla 1 M HF α * 0,08 (8 %). Stopień dysocjacji α dla 1 M roztworu może być w pewnym stopniu mia­rą mocy elektrolitu.

α = c - stężenie molowe zdysocjowanej części elektrolitu

c_o - całkowite stężenie molowe elektrolitu

Elektrolity mocne. Zbudowane z jonów, α = 100 %.

NaCl - kryształ zbudowany z jonów Na⁺ i Cl^-.

a_i - aktywność, efektywne stężenie jonów (i) mocnego elektrolitu

f_i - współczynnik aktywności, współczynnik korygujący, a_i = c_i·f_i

log f_i = -0,509·z_i² I I - siła jonowa roztworu, I = ½ cz²

Elektrolity słabe. Stopień dysocjacji α niewielki, substancja w roztworze istnieje przede wszystkim w formie niezdysocjowanej.

Dla słabych elektrolitów

AB A⁺ + B^-

HF + H₂O H₃O⁺ + F^- słaby kwas

NH₃ + H₂O

NH₄⁺ + OH^- słaba zasada

Fe(OH)₂

[Fe(OH)]⁺ + OH^- słaba zasada

Miarą mocy elektrolitu jest stała dysocjacji K, natomiast nie jest α

[A⁺] = α c₀ [B^-] = α c₀ [AB] = c₀ - α c₀

dla α < 0,05 K ≈ c₀ α²

Im większe rozcieńczenie tym stopień dysocjacji α większy. Nawet

słabe elektrolity w bardzo rozcieńczonym roztworze są silnie zdy­so­cjonowane (Ostwald).

Badanie przewodnictwa kwasu octowego w funkcji stężenia kwasu

octowego CH₃COOH. Kwas lodowaty nie przewodzi prądu. Przy rozcieńczaniu wodą przewodnictwo wzrasta.

Teorie kwasów i zasad.

Teoria Arrheniusa (nagroda Nobla 1903 r).

Kwas - każda substancja, która dostarcza jony H⁺ do roztworu.

HA H⁺ + A^-

Zasada - każda substancja, która dostarcza jony OH^- do roztworu.

MOH M⁺ + OH^-

Reakcja zobojętnienia kwas + zasada woda + sól

HA + MOH MA + H₂O HCl + KOH KCl + H₂O

H⁺ A^- + M⁺ OH^- M⁺ A^- + H₂O H⁺(aq) + OH^-(aq) H₂O(l)

ΔH^o = -52,3 kJ·mol^-1

Braki teorii Arrheniusa:

1. Brak wyjaśnienia roli wody w procesie dysocjacji

2. Sole powinny mieć zawsze odczyn obojętny

3. Dlaczego amoniak NH₃ jest zasadą

4. Wolny proton H⁺ jest niezwykle reaktywny, reaguje on z wodą
H₂O + H⁺ H₃O⁺ ΔH^o_tw = -799,3 kJ·mol^-1 [H⁺] = 10^-130 M

Teoria Brønsted'a - Lowry'ego (nagroda Nobla 1923 r).

Kwas jest to substancja z której proton może zostać usunięty. Jest to donor protonu. Utrata protonu to deprotonowanie.

Zasada jest to substancja zdolna do oderwania protonu z kwasu i jego zaakceptowania. Jest to akceptor protonu.

Definicje te dotyczą substancji protycznych, nie muszą dotyczyć roz­two­rów wodnych.

Teoria ta dobrze tłumaczy reakcje kwasowo-zasadowe jako polegające na konkurowaniu o proton przez dwie zasady.

Mocny kwas chlorowodorowy (solny) HCl.

HCl(aq) + H₂O(l) H₃O⁺(aq) + Cl^-(aq) K' - Z' i K”- Z” są to
K' Z” K” Z' sprzężone kwas- zasada ­

HCl(aq) jest mocniejszym kwasem niż H₃O⁺(aq), a H₂O(l) mocniejszą zasadą niż Cl^-(aq), dlatego równowaga reakcji ustala się po stronie pro­duktów. H₃O⁺ jest to najsilniejszy kwas w roztworze wodnym.

Mocny kwas ulega we wodzie całkowicie deprotonowaniu z wytworze­niem jonów oksoniowych (hydronowych) H₃O⁺. Innymi słowami, moc­ny kwas jest całkowicie zjonizowany w roztworach wodnych.

Jon wodorowęglanowy jest słabym kwasem, jon H₃O⁺ jest dość silnym kwasem a jon węglanowy CO₃^2- jest dość silną zasadą, zatem równowa­ga poniższej reakcji leży po lewej stronie.

HCO₃^-(aq) + H₂O(l) H₃O⁺(aq) + CO₃^2-(aq)

kwas I zasada II sprzężony kwas II sprzężona zasada I

Kwas oddaje proton i przechodzi w sprzężoną zasadę tego kwasu, zasada przyłącza proton i przechodzi w sprzężony kwas tej zasady.

Jon O^2- jest mocną zasadą. O^2-(aq) + H₂O(c) OH^-(aq) + OH^-(aq)

zasada I kwas II sprzężony sprzężona

kwas I zasada II

NH₃ jest słabą zasadą. NH₃(aq) + H₂O(c) NH₄⁺(aq) + OH^-(aq)

zasada I kwas II sprzężony sprzężona

kwas I zasada II

Mocne zasady reagują z wodą całkowicie dając jony wodorotlenkowe (hydroksylowe) OH^-. OH^- + H₂O H₂O + OH^-

Inaczej, mocna zasada jest we wodzie cał­kowicie sprotonowana. Słaba zasada jest we wodzie tylko częściowo sprotonowana.

OH^- jest to najsilniejsza zasada w roztworze wodnym.

Podaj kwas i zasadę, oraz sprzężony kwas i sprzężoną zasadę.

HCO₃^-(aq) + H₃O⁺(aq) H₂O(c) + H₂CO₃(aq)

O^2- + NH₃ OH^- + NH₂^-

NH₄⁺(aq) + H₂O(c) NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)

Wskaż substancję która może być: a) kwasem Brønsted'a b) zasadą Brønsted'a c) kwasem i zasadą Brønsted'a. Podaj odpowiednio sprzężo­ny kwas lub zasadę.

SO₃^2-, HPO₄^2-, NH₄⁺, NH₃, Br^-, HClO_4, H₂O, OH^-

Kwasy.

Badanie przewodnictwa elektrycznego 2M HCl

HCl + H₂O Cl^- + H₃O⁺

Badanie przewodnictwa elektrycznego 2M CH₃COOH

CH₃COOH + H₂O CH₃COO^- + H₃O⁺

Zasady. Badanie przewodnictwa elektrycznego 2M NaOH. Silna zasada. Kryształy jonowe [(Na⁺)(OH^-)]_n, już są gotowe jony OH^-.

NaOH Na⁺ + OH^-

Badanie przewodnictwa elektrycznego 2M wodnego roztworu amonia­ku, słaba zasada.

NH₃·H₂O NH₄⁺ + OH^-

Badanie przewodnictwa elektrycznego CH₃COONH₄ w porównaniu z 2N CH₃COOH i z 2N NH₃·H₂O. Octan amonu bardzo dobrze przewo­dzi prąd: CH₃COONH₄ NH₄⁺ + CH₃COO^-. Dysocjacja soli z reguły 100 %.

Sole. Z reguły silne elektrolity. Ale są wyjątki. np. HgCl₂ (sublimat - silna trucizna) i Hg(CN)₂. Roztwór sublimatu kiepsko przewodzi prąd, podobnie jak roztwór Hg(CN)₂.

MOC KWASÓW I ZASAD

Właściwą miarą mocy kwasu jest stała równowagi reakcji dysocjacji.

[H₂O] = 55,5 M

pK_a = -lg K_a K_a = 10^-pK

K_a > 10² kwasy mocne (HClO₄, H₂SO₄, HNO₃, HMnO₄, HCl, HBr, HI)

10² > K_a > 10^-2 kwasy średniej mocy (HSO₄^-, H₂CrO₄, H₂SO₃)

K_a < 10^-2 (H₃PO₄, HF, H₂CO₃, HCOOH, CH₃COOH)

Moc sprzężonej zasady

A^- + H₂O
HA + OH^- pK_b^* = -lg K_b^*

Stąd pK_a + pK_b^* = 14

Im silniejszy kwas, tym słabsza sprzężona z nim zasada.

Kwasy H₃PO₄ + H₂O H₂PO₄^- + H₃O⁺ K(H₃PO₄) = 7,1·10^-3

wielo- H₂PO₄^- + H₂O HPO₄^2- + H₃O⁺ K(H₂PO₄^-) = 6,3·10^-8

protonowe HPO₄^2- + H₂O PO₄^3- + H₃O⁺ K(HPO₄^2-) = 4,4·10^-13

Właściwą miarą mocy zasady jest stała równowagi reakcji dysocjacji.

B + H₂O HB⁺ + OH^- K_b = pK_b = -lg K_b

HB⁺ + H₂O H₃ O⁺ + B K_a^* =

K_b·K_a^* = = [H₃O⁺]·[OH^-] = 10^-14

Stąd pK_b + pK_a^* = 14

Im silniejsza zasada, tym słabszy sprzężony z nią kwas.

Reakcja dysocjacji zasadowej metyloaminy

CH₃NH₂·H₂O CH₃NH₃⁺ + OH^- K_b = = 4,4·10^-4

Silne zasady 100 % dysocjacja: KOH, NaOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.

Słabe zasady: amoniak NH₃, aminy.

ODCZYN ROZTWORU, SKALA pH.

pH = -lg [H₃O⁺] pOH = -lg [OH^-]

[H₃O⁺]·[OH^-] = 10^-14 pH + pOH = 14

Dla czystej wody [H₃O⁺] = [OH^-] = 10^-7 zatem pH = 7

Wskaźniki

Są to substancje, które zmieniają barwę gdy zmienia się pH roztworu.

Chemicznie wskaźnik jest to słaby kwas, którego sprzężona zasada ma inną barwę.

H—Ind + H₂O H₃O⁺ + Ind^- K_ind =

Dla barwy przejściowej [H—Ind] = [Ind^-] K_ind = [H₃O⁺]

Popularne wskaźniki (indykatory) i zakres pH zmiany barwy

Błękit tymolowy: czerwona (1,2 - 2,8) żółta

Czerwień kongo: niebieska (2,0 - 4,0) czerwona

Oranż metylowy: czerwona (3,1 - 4,4) żółta

Czerwień metylowa: czerwona (4,2 - 6,3) żółta

Błękit bromotym.: żółta (6,0 - 7,6) niebieska

Lakmus czerwona (6,3 - 7,6) niebieska

Fenoloftaleina: bezbarwna (8,3 - 10) czerwona

Żółcień alizaryn.: żółta (10,0 - 12,0) fioletowa

Od czego zależy moc kwasów beztlenowych

H₂O H₂S H₂Se H₂Te

HF HCl HBr HI

Od czego zależy moc kwasów tlenowych XO_m(OH)_n, najbardziej od m.

Obok wartości pK_a - im większe tym kwas słabszy

m = 0 b. Słabe m = 1 słabe m = 2 silne m =3 b. silne

HClO 7,2 HNO₂ 3,3 HNO₃ -1,4 HClO₄ -10

H₃BO₃ 9,2 HClO₂ 2,0 HClO₃ -1,0 HMnO₄ -6

H₄SiO₄ 10,0 H₂CO₃ 3,9 H₂SO₄ ~ 0

H₆TeO₆ 8,8 H₃AsO₄ 2,3

HIO₃< HClO₃

Elektroujemność atomu centralnego: HNO₃ > HClO₃ > HBrO₃ > HIO₃

BUFORY

Przy rozcieńczaniu tych roztworów pH nie ulega zmianie. Dodatek pewnych ilości kwasu lub zasady tylko minimalnie zmienia pH.

1. 
   bufor kwaśny np. octanowy - kwas octowy + octan sodu
   [H₃O⁺] = K_a

2. 
   bufor zasadowy np. amoniakalny - amoniak + chlorek amonu
   [OH^-] = K_b

3. 
   bufor obojętny np. fosforanowy - diwodoroortofosforan (V) sodu i

wodoroortofosforan (V) sodu. [H₃O⁺] = K(H₂PO₄^-)

Do 45 cm³ buforu fosforanowego dodajemy 5 cm³ 0,01 M HCl. pH pra­wie nie ulega zmianie. Przy dodaniu 5 cm³ 0,01 M HCl do 45 cm³ czys­-

tej wody odczyn jest zdecydowanie kwaśny (oranż metylowy)

Do 45 cm³ buforu fosforanowego dodajemy 5 cm³ 0,01 M NaOH. pH pra­wie nie ulega zmianie. Przy dodaniu 5 cm³ 0,01 M NaOH do 45 cm³ czys­tej wody odczyn jest zdecydowanie zasadowy (fenoloftaleina).

KWASY - GŁÓWNE REAKCJE I OTRZYMYWANIE

Reakcje z metalami - kwasy nieutleniające, wydzielanie wodoru.

Zn + H₂SO₄ Zn SO₄ + H₂ Szybka reakcja

Zn + 2 CH₃COOH (CH₃COO)₂Zn + H₂ Powolna reakcja

Kwasy utleniające, HNO₃ i stężony H₂SO₄ - wydzielanie tlenków azotu lub SO₂. Reakcja nawet z metalami stosunkowo szlachetnymi.

Hg + HNO₃ = Hg(NO₃)₂ + NO + H₂O dobierz współczynniki.

Cu + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O + SO₂ dobierz współczynniki.

Reakcje z solami słąbszych kwasów - wypieranie tych kwasów z soli.

Na₂CO₃ + 2 HCl = H₂CO₃ + 2 NaCl

H₂CO₃ = CO₂ + H₂O kwas słaby, nietrwały.

CH₃COONa + H₂SO₄ = NaHSO₄ + CH₃COOH

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S kwas słaby, lotny.

Reakcje H₂SO₄ z solami lotnych kwasów, niekoniecznie słabych - wy­pie­­­ra­nie bardziej lotnych kwasów.

NaCl + H₂SO₄ = NaHSO₄ + HCl NaCl + NaHSO₄ = Na₂SO₄ + HCl

Wypieranie mocniejszych kwasów przez słabsze, siłą napędową takich reakcji jest z reguły tworzenie się nierozpuszczalnych soli.

(CH₃COO)₂Pb + H₂S = PbS + 2CH₃COOH

PbS + HNO₃ = PbSO₄ + NO + H₂O dobrać współczynniki reakcji.

Reakcje kwasów z tlenkami metali - tworzą się sole.

PbO + 2HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + H₂O azotan (V) ołowiu (II)

Reakcje kwasów z wodorotlenkami metali - tworzą się sole.

Ca(OH)₂ + 2HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + 2H₂O azotan (V) wapnia

Otrzymywanie i nazewnictwo

Tlenki kwasowe + woda

Tlenki kwasowe - tlenki niemetali i tlenki metali na wysokich stopniach utlenienia.

SO₂ + H₂O = H₂SO₃ Tlenek siarki (IV), kwas siarkowy (IV)

Kwas siarkawy, Sole siarczany (IV), siarczyny.

SO₃ + H₂O = H₂SO₄ Tlenek siarki (VI) kwas siarkowy (VI)

Kwas siarkowy, Sole siarczany (VI), siarczany

CrO₃ + H₂O = H₂CrO₄ Tlenek chromu (VI) kwas chromowy (VI)

Kwas chromowy, Sole chromiany (VI), chromiany

HClO - kw. chlorowy (I), kw. podchlorawy, chlorany (I) podchloryny.

HClO₂ - kwas chlorowy (III), kwas chlorawy, chlorany (III) chloryny.

HClO₃ - kwas chlorowy (V), kwas chlorowy, chlorany (V), chlorany.

HClO₄ - kwas chlorowy (VII), kwas nadchlorowy, chlorany (VII)., nadchlorany, zupełnie poprawna nazwa tetraoksochloran wodoru lub kwas tetraoksochlorowy (VII).

HCl - roztwór we wodzie, kwas chlorowodorowy, kwas solny, chlorek

HCN - kwas cyjanowodorowy, cyjanek

H₂Te - kwas tellurowodorowy, tellurek

ZASADY - GŁÓWNE REAKCJE I OTRZYMYWANIE

Zasada - roztwór wodorotlenku we wodzie. pH > 7.

Reakcje z kwasami - otrzymywanie soli.

Ca(OH)₂ + 2 HCl = 2 H₂O + CaCl₂

Reakcje z tlenkami kwasowymi ­- otrzymywanie soli.

2NaOH + SiO₂ = Na₂SiO₃ + H₂O

Wypieranie słabszych zasad z ich soli przez mocniejsze zasady.

NH₄Cl + KOH KCl + NH₃ + H₂O

2 NH₄Cl + Ca(OH)₂ = CaCl₂ + 2NH₃ + 2 H₂O w fazie stałej

FeCl₃ + 3 NH₃·H₂O = Fe(OH)₃ + 3 NH₄Cl

Otrzymywanie i nazewnictwo

Tlenki zasadowe + woda BaO + H₂O = Ba(OH)₂

Metale + woda 2Li + 2 H₂O = 2LiOH + H₂

Wodorki metali + woda LiH + H₂O = LiOH + H₂

LiOH - wodorotlenek litu

Fe(OH)₂ - wodorotlenek żelaza (II), wodorotlenek żelazawy.

Fe(OH)₃ - wodorotlenek żelaza (III), wodorotlenek żelazowy.

CaCl(OH) - chlorek wodorotlenek wapnia

WODOROTLENKI I TLENKI AMFOTERYCZNE

Niektóre wodorotlenki lub (tlenki metali) zachowują się wobec zasad jak kwasy lub (tlenki kwasowe), wobec kwasów natomiast jako wodo­ro­tlenki zasadowe (tlenki zasadowe).

Al(OH)₃, Cr(OH)₃, Zn(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂.

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3 H₂O

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

2 Al + 6 HCl = 2 AlCl₃ + 3 H₂

2 Al + 2 NaOH + 6 H₂O = 2 Na[Al(OH)₄] + 3 H₂

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 6 H₂O

Cr(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Cr(OH)₆]

Pb(OH)₂ + 2 HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + 2 H₂O

Pb(OH)₂ + NaOH = Na[Pb(OH)₃]

PbO + 2 HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + H₂O

PbO + NaOH + H₂O = Na[Pb(OH)₃]

Napisz reakcję Zn z wodnym roztworami KOH. Powstaje miedzy innymi

K₂[Zn(OH)₄]. Napisz reakcję SnO z roztworem NaOH. Powstają sole cynia­ny(II), pochodne anionu [Sn(OH)₄]^2-.

Im wyższy stopień utlenienia tym wyraźniejsze są właściwości kwa­sowe tlenków. CrO - tylko właściwości zasadowe, reaguje tylko z kwasami, Cr₂O₃ - właści­wości amfoteryczne, reaguje z kwasami i zasa­dami, CrO₃ - właściwości wyłącznie kwasowe, reaguje tylko z zasadami.

SOLE - OTRZYMYWANIE, NAZEWNICTWO

Otrzymywanie.

1. Kwas + metal

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂

3Ag + 4HNO₃ = 3AgNO₃ + NO + 2H₂O

2. Kwas + tlenek metalu

Cr₂O₃ + 6HCl = 2CrCl₃ + 3H₂O

3. Kwas + wodorotlenek metalu

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

4. Metal + niemetal

Mg + S = MgS 2 Na + Cl₂ = 2 NaCl

5. Tlenek niemetalu + tlenek metalu

3CaO + P₂O₅ = Ca₃(PO₄)₂

6. Tlenek niemetalu + wodorotlenek metalu

2 NaOH + SiO₂ = Na₂SiO₃ + H₂O

Podział soli.

Sole obojętne M_nR_m:

CuBr bromek miedzi (I), bromek miedziawy

CuBr₂ bromek miedzi (II, bromek miedziowy

Fe(ClO₃)₃ chloran (V) żelaza (III), chloran żelazowy.

Wodorosole (sole kwaśne) M_n(H_pR)_m

MgHPO₄ - wodoroortofosforan (V) magnezu,

Ca(H₂PO₄)₂ - diwodoroortofosforan (V) wapnia, ( dwuwodoro-)

Ba(HSO₄)₂ - wodorosiarczan (VI) baru

NaOH + H₃PO₄ = NaH₂PO₄ + H₂O

2NaOH + H₃PO₄ = Na₂HPO₄ + 2H₂O

BaSO₄ + H₂SO₄ = Ba(HSO₄)₂

Hydroksosole (sole zasadowe).

2Mg(OH)₂ + H₂SO₄ = [Mg(OH)]₂SO₄ + 2 H₂O

siarczan (VI) wodorotlenek magnezu
albo siarczan (VI) hydroksomagnezu
[Fe(OH)₂]₃PO₄ - ortofosforan (V) diwodorotlenek żelaza (III) albo

ortofosforan (V) dihydroksożelaza (III)

Hydroliza soli.

Reakcja soli z wodą, odwrotna do reakcji zobojętnienia jest reakcją hydrolizy. Reakcja hydrolizy przebiega z reguły w niewielkim stopniu. Ulegają hydrolizie sole:

1. 
   
   sole słabych kwasów i silnych zasad - odczyn zasadowy. Np. octan sodu CH₃COONa, Na₂CO₃. Błękit bromotymolowy - niebieski
   CH₃COO^- + H₂O
   CH₃COOH + OH^-
   Na₂CO₃ + H₂O
   NaHCO₃ + NaOH podaj w wersji jonowej
   hydroliza powstałego NaHCO₃ ma już niewielkie znaczenie. Odczyn zdecydowanie zasadowy, fenoloftaleina czerwona.
   Dla celów obliczeniowych - traktuj np. 0,1 M octan sodu jako 0,1
   
   M zasadę o stałej K_b^* = = 5,88·10^-10 a np. 0,01 M Na₂CO₃

jako 0,01 M zasadę o K_b^* = = 2,1·10^-4 KHCO₃^- = 4,8·10^-11

2. 
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   sole silnych kwasów i słabych zasad - odczyn kwaśny. Np. chlorek
   amonu NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃. Błękit bromotymolowy - żółty.
   NH₄⁺ + 2 H₂O NH₃·H₂O + H₃O⁺
   Dla celów obliczeniowych - traktuj np. 0,05 M chlorku amonu
   
   jako 0,05 M kwas o stałej K_a^* = = 5,88·10^-10
   Bardzo !!! uproszczony zapis reakcji hydrolizy jonu Al³⁺.
   Al³⁺ + 2 H₂O Al(OH)²⁺ + H₃O⁺ podaj w wersji cząsteczkowej
   Właściwy zapis:
   [Al(OH₂)₆]³⁺ + H₂O [Al(OH₂)₅(OH)]²⁺ + H₃O⁺ K_a = 1,14·10^-5
   [Be(OH₂)₄]²⁺ + H₂O [Be(OH₂)₃(OH)] ⁺ + H₃O⁺

3. Wszystkie jony metali oprócz jonów litowców i berylowców (bez berylu) oraz kationów metali o ładunku +1 można traktować jak słabe kwasy. Zatem np. 0.01 M Al₂(SO₄)₃ można traktować jako 0,02 M kwas o K_a = 1,14·10^-5 (znane są tabele)
   Niekiedy reakcje idą dalej, aż do wydzielenia się nierozpuszczal­nych soli zasadowych albo nierozpuszczalnych okso soli. Dodatek kwasu (tutaj HCl) cofa hydrolizę.
   SbCl₃ + H₂O SbOCl + 2 HCl chlorek antymonylu
   BiCl₃ + H₂O BiOCl + 2 HCl chlorek bizmutylu

4. 
   
   
   
   
   sole słabych kwasów i słabych zasad - odczyn bliski obojętnemu. Stężenie [H₃O⁺] zależy od stałych dysocjacji słabego kwasu i słabej zasady:

[H₃O⁺] =

Np. octan amonu CH₃COONH₄. Błękit bromotymolowy - zielony.
(NH₄)₂CO₃, Błękit bromotymolowy - niebieski ( odczyn zasadowy).

Przeważa silnie zasadowy anion CO₃^2- nad nie tak silnie kwaśnym kationem NH₄⁺.

Sole silnych kwasów i silnych zasad nie ulegają we wodzie hydrolizie.

Odczyn roztworu takich soli jest obojętny. Zbadajmy odczyn Ba(NO₃)₂ i odczyn AgNO₃.

Proszę przerobić ten dział (zadania ) z książki K. M. Pazdro „Zbiór
zadań z chemii dla szkół średnich”

1

---