41729 Picture0

34

Wodorotlenki amfoteryczne są to związki chemiczne, które zachowują się jak słabe kwasy lub jak słabe zasady, w zależności od warunków reakcji (środowiska). Należą do nich m.in. wodorotlenek glinu, ołowiu (II), cynku, cyny (II), chromu (III). Są to związki trudno rozpuszczalne w wodzie, czyli w roztworze znajdują się niewielkie ilości jonów, powstałych w reakcji dysocjacji kwasowej lub zasadowej.

W środowisku kwasowym wodorotlenki amfoteryczne zachowują się jak słabe zasady i dysocjują wieloetapowo. Poniżej przedstawiono sumaryczny zapis równań dysocjacji zasadowej przykładowych wodorotlenków:

AI(OH)₃ «-» AI³⁺ + 3 OH",

Pb(OH)₂ «-» Pb²⁺ + 2 OH'.

W środowisku zasadowym wodorotlenki amfoteryczne zachowują się jak słabe kwasy, dysocjując wieloetapowo. Poniżej przedstawiono sumaryczny zapis reakcji dysocjacji kwasowej:

kwas ortoglinowy H₃AI0₃ ** 3 H⁺ + AIO^3-, kwas ołowiowy (II) H,Pbd₂ «2H^ł+ PbO|^-.

Sole o wzorze ogólnym Me R_m dysocjują na kationy metalu (lub kationy amonowe) oraz aniony reszty kwasowej:

Me R —» u Me"'⁺ + m R'^1-.

n m

Przykłady

Reakcje dysocjacji soli obojętnych zapisuje się w postaci:

np. chlorek potasu KCI -* K⁺ + Cl^-,

siarczan (VI) glinu A1₂(S0₄)₃ -* 2 Al³⁺ + 3 S0₄".

2.2.4. Odczyn roztworu

Woda jako słaby elektrolit ulega dysocjacji według równania:

H₂0 « H⁺ + OH^-.

Stała równowagi procesu dysocjacji wody przyjmuje postać:

|H^ł] |OH~]

^Jys- [H₂0]

lub po przekształceniu:

^Kjy, ' IH₂°I = fH^ł] • [OH1, gdzie: K_{d s} = 1,8 • 10^-'^, |H₂01 = 55,56 mol/dm³.

35

I

Iloczyn stałej dysocjacji i stężenia molowego wody jest wielkością stałą, zwaną iloczynem jonowym wody i wynosi:

/ =    i^h₂0|.

/ = 1,8 • KP¹⁶ ■ 55,56 mol/dm³ =1,0- 10~¹⁴ mol/dm³.

Wynika stąd, że:

[H*| • |OH-]= 1,0- 10-^|4mol/dm³.

Wartość stężenia molowego obydwu jonów w czystej wodzie ma taką samą wartość: [H⁺| = [OH*|, stąd można obliczyć np. stężenie jonów wodorowych:

|H⁺P= 1,0- 10"¹⁴ mol/dm³,

|H⁺| = 1,0 • 10’⁷ mol/dm³.

Po zlogarylmowaniu równania, w którym wykładnik przy stężeniu jonów wodorowych oznaczono jako pH (łac. potenua Hydrogeni), otrzymuje się:

logi H^ł ] = log J 0^_pI1,

log[H⁺] = -pH ■ loglO,

pH = -logi H^].

Ostatnie równanie stanowi definicję pH, który jest równy ujemnemu logarytmowi ze stężenia jonów wodorowych. Analogiczny sposób rozumowania prowadzi do definicji pOH:

pOH = -log|OH*|.

Zależność między wykładnikami potęgowymi jonów wodorowych i wodorotlenowych, w oparciu o stałą wartość iloczynu jonowego wody, jest następująca:

pH + pOH = 14.

Na podstawie wartości pH (lub pOH) określa się odczyn roztworu:

-    w roztworze obojętnym, czyli w czystej wodzie:

(H⁺) = [OH'| = 10-⁷ mol/dm³, pH = pOH = 7;

-    w środowisku kwasowym, po wprowadzeniu jonów wodorowych do roztworu:

[H⁺]>lOH~I,    [H⁺] > I0~⁷ mol/dm³, pH<7,

|OH-| < 10-⁷ mol/dm³, pOH > 7;

-    w środowisku zasadowym, po wprowadzeniu do roztworu jonów wodorotlenowych: