Reakcje w roztworach wodnych

Reakcje w roztworach wodnych

Podział roztworów wodnych

Większość reakcji chemicznych to reakcje przebiegające w roztworach wodnych.

Roztwory możemy podzielić na:

- elektrolity - substancje, które w wodnych roztworach na skutek rozpadu na jony przewodzą prąd elektryczny. Należą do nich przede wszystkim wodne roztwory kwasów, zasad i soli. Do elektrolitów należą związki o budowie jonowej lub wiązaniu kowalencyjnym spolaryzowanym.

- nieelektrolity - substancje, które w roztworach wodnych nie rozpadają się na jony, w wyniku czego nie przewodzą prądu elektrycznego. Należą do nich głównie związki organiczne (z wyjątkiem kwasów karboksylowych i ich soli) np. cukier, alkohol.

Dysocjacja elektrolityczna

Dysocjacja elektrolityczna (jonowa) - rozpad substancji na jony (kationy i aniony) pod wpływem wody.

Kwasy - związki, które w roztworze wodnym dysocjują na jednododatnie kationy wodoru i aniony reszty kwasowej:

gdzie: R - reszta kwasowa; n - wartościowość reszty kwasowej (ilość atomów wodoru w cząsteczce kwasu)

Aby poprawnie określać liczbę moli i ładunek powstających jonów, należy pamiętać, że w procesie dysocjacji:

- liczba powstających ładunków dodatnich jest równa liczbie ładunków ujemnych

- liczba kationów i anionów jest równa liczbie atomów (lub grup atomów) we wzorze substancji

- ładunek jonu jest równy wartościowości atomu lub grupy atomów

1 mol cząsteczek kwasu chlorowodorowego zawiera: 1 mol atomów wodoru, a więc powstaje 1 mol jonów wodoru i 1 mol atomów chloru, czyli 1 mol jonów chlorkowych.

Kation wodoru jest jednododatni (wodór jest I-wartościowy), a anion chlorkowy jednoujemny (chlor w HCl jest I-wartościowy), a zatem suma ładunków jest równa zero. Liczbę podającą ładunek jonu zapisuje się w prawym górnym rogu, podając po niej znak + lub -, tzn. 3+ a nie +3. Liczbę 1 pomijamy (piszemy tylko + lub -).

Nazwa anionu pochodzi od nazwy kwasu, w którym występuje np.:

Cl^- - chlorkowy

S^2- - siarczkowy

SO₄^2- - siarczanowy (VI)

SO₃^2- - siarczanowy (IV)

CO₃^2- - węglanowy

Kwasy zawierające więcej niż 1 mol atomów wodoru dysocjują stopniowo:

I stopień dysocjacji kwasu siarkowego(VII):

W pierwszym etapie od cząsteczki kwasu łatwo ulega odszczepieniu 1 mol kationów wodoru, drugi pozostaje w anionie, stąd w nazwie anionu pojawia się przedrostek wodorowy.

W drugim etapie dysocjuje jon wodorosiarczanowy (VI) odszczepiając mol kationów wodorowych, a powstający anion ma ładunek 2-. Etap ten zachodzi trudniej.

Zapisując równania (tyle równań, ile atomów wodoru w cząsteczce kwasu) procesu wielostopniowej dysocjacji kwasów należy pamiętać, że suma ładunków powstających jonów (prawa strona równania) musi się równać ładunkowi substratu (lewa strona).

II stopień dysocjacji:

Kwasy odszczepiające jeden mol kationów wodoru noszą nazwę kwasów jednoprotonowych, np. HCl, HNO₃. Kwasy zawierające w cząsteczce dwa mole atomów wodoru to kwasy dwuprotonowe (odszczepiają dwa mole kationów wodoru), np. H₂SO₄, H₂S. Kwasy odszczepiające trzy mole kationów wodoru to kwasy trójprotonowe (dysocjują trójstopniowo), np. H₃PO₄.

Obecność kationów wodoru w roztworach wszystkich kwasów powoduje identyczne zabarwienie wskaźników, co wykorzystuje się do rozpoznawania, czy dany roztwór jest kwasem.

Zasady - związki, które w roztworze wodnym dysocjują na kationy metali i jednoujemne aniony wodorotlenkowe.

gdzie: M - symbol metalu, m - wartościowość metalu (liczba grup OH-)

Dla wodorotlenków dopuszcza się pisanie równań całkowitej dysocjacji.

W procesie dysocjacji zasady sodowej powstaje 1 mol (we wzorze NaOH jest 1 mol Na) jednododatnich kationów sodu (sód jest I-wartościowym metalem). Jednoujemny anion tworzy grupa - OH (wodorotlenkowa).

Wodorotlenki wielowodorotlenowe dysocjują stopniowo, np.:

W I etapie następuje odszczepienie z cząsteczki wodorotlenku jednego mola anionów wodorotlenkowych:

II etap polega na odszczepieniu drugiego mola anionów wodorotlenkowych:

Sumarycznie:

czyli: 1 mol wodorotlenku wapnia dysocjuje na 1 mol kationów magnezu i 2 mole anionów wodorotlenkowych.

Obecność anionów OH^- w roztworach wszystkich zasad powoduje identyczne zabarwienie wskaźników, co wykorzystuje się do rozpoznawania, czy dany roztwór jest zasadą. Np. fenoloftaleina w roztworach zasadowych przyjmuje kolor malinowy.

Sole - związki, które w roztworze wodnym dysocjują na kationy metalu i aniony reszt kwasowych.

gdzie:

M - symbol metalu

m - wartościowość metalu

R - reszta kwasowa

n - wartościowość reszty kwasowej

np.

W wyniku dysocjacji 1 mola chlorku potasu powstaje 1 mol (we wzorze 1 mol K) jednododatnich (potas - I-wartościowy metal) kationów potasu oraz 1 mol (we wzorze 1 mol Cl) jednoujemnych (reszta kwasowa w HCl - I-wartościowa).

1 mol chlorku glinu dysocjuje na 1 mol kationów glinu i 3 mole anionów chlorkowych. Kationy glinu mają ładunek 3+ (glin - III-wartościowy metal), aniony chlorkowe mają ładunek I- (reszta kwasowa jest I-wartościowa). Suma ładunków dodatnich (1 · 3+ = 3+) i ujemnych (3 · 1- = 3-) musi wynosić zero.

Zadanie 1

Napisz równania dysocjacji jonowej następujących związków:

a) HNO₃, H₂CO₃, H₂S

b) Ca(OH)₂, KOH

c) KNO₂, Cu(NO₃)₂, MgSO₃, CaCl₂, K₃PO₄

Rozwiązanie:

Zadanie 2

Z podanych związków wybierz te, które rozpuszczone w wodzie dysocjują na jony. Napisz dla nich odpowiednie równania dysocjacji: KBr, CH₄, H₃PO₄, O₂, Fe(NO₃)₃, LiOH.

CH₄ - związek organiczny, nie dysocjuje. Wśród związków organicznych dysocjują jedynie kwasy karboksylowe i ich sole.

Cząsteczka tlenu O₂ nie dysocjuje. Do elektrolitów należą bowiem wodne roztwory kwasów, zasad i soli.

Napisz wielostopniową dysocjację:

a) kwasu fosforowego (V)

b) wodorotlenku wapnia

Rozwiązanie:

Stopień dysocjacji

Wśród elektrolitów możemy wyróżnić elektrolity mocne i słabe.

Elektrolity mocne bardzo dobrze przewodzą prąd elektryczny, ponieważ dysocjują prawie całkowicie na jony.

Do elektrolitów mocnych należą:

- wszystkie sole

- wodorotlenki litowców i berylowców, z wyjątkiem Be(OH)₂ i Mg(OH)₂

- niektóre kwasy, np. HCl, HBr, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄

Pozostałe kwasy i zasady, w tym wszystkie kwasy organiczne należą do elektrolitów słabych, które dysocjują w roztworach tylko częściowo (dlatego znacznie gorzej przewodzą prąd elektryczny niż elektrolity mocne).

Ilościową miarą mocy elektrolitu jest stopień dysocjacji α. Jest to stosunek liczby moli cząsteczek zdysocjowanych na jony do całkowitej liczby moli cząsteczek wprowadzonych do roztworu.

gdzie:

α - stopień dysocjacji (liczba niemianowana lub w procentach)

n_z - liczba moli cząsteczek zdysocjowanych na jony

n_w - całkowita liczba moli cząsteczek wprowadzonych do roztworu

Stopień dysocjacji zależy od:

- rodzaju elektrolitu - elektrolity słabe (α ≤ 30%), elektrolity mocne (α ≥ 30%)

- temperatury - rośnie wraz z jej wzrostem

- stężenia elektrolitu - rośnie, gdy stężenie roztworu maleje, w bardzo rozcieńczonych roztworach jest bliski 100% (lub 1)

Zadanie 3

Oblicz stopień dysocjacji 0,1-molowego kwasu HX, wiedząc, że stężenie jonów H⁺ w tym roztworze wynosi 0,02 mol/dm³. Na jego podstawie określ, czy kwas ten jest słabym czy mocnym elektrolitem.

Rozwiązanie:

Odp.: Stopień dysocjacji 0,1-molowego roztworu kwasu HX wynosi 20%, a zatem jest on słabym elektrolitem.

Zadanie 4

W 0,2-molowym wodnym roztworze kwasu octowego (CH₃COOH) stopień dysocjacji wynosi 1,5%. Oblicz ilość moli kationów wodoru w tym roztworze.

Rozwiązanie:

Odp.: W 0,2-molowym roztworze kwasu octowego, w którym stopień dysocjacji wynosi 1,5%, stężenie kationów wodoru wynosi 0,003 mol/dm³.

Odczyn roztworu

Proces dysocjacji wody, która jest bardzo słabym elektrolitem, opisuje równanie:

Iloczyn stężenia kationów wodoru [H⁺] i stężenia anionów wodorotlenkowych [OH^-] nosi nazwę iloczynu jonowego wody i jest wielkością stałą w danej temperaturze, a w temperaturze 25°C wynosi:

[H⁺] · [OH^-] = 10^-14 (mol/dm³)²

Z równania dysocjacji wody wynika, że w czystej wodzie [H⁺] = [OH^-] (czytaj: stężenie kationów wodoru jest równe stężeniu anionów wodorotlenkowych), a z iloczynu jonowego wody obliczymy, że:

[H⁺] = 10^-7 mol/dm³ oraz [OH^-] = 10^-7 mol/dm³

Jeśli do czystej wody dodamy kwasu, to wzrośnie stężenie jonów H⁺, a zatem:

[H⁺] > 10^-7 mol/dm³ - roztwór ma odczyn kwasowy.

Jeśli do czystej wody dodamy zasadę, to wzrośnie stężenie jonów OH^-, a więc stężenie jonów H⁺ musi zmaleć:

[H⁺] < 10^-7 mol/dm³ - roztwór ma odczyn zasadowy.

Odczyn czystej wody, w której [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/dm³ jest obojętny.

Miarą kwasowości i zasadowości roztworu jest jego pH.

pH = -log [H⁺]

A zatem w roztworze o pH = 3 stężenie jonów H⁺ wynosi 10^-3 mol/dm³.

Jeżeli stężenie jonów H⁺ wynosi 10^-12 mol/dm³, to pH = 12.

pH < 7 odczyn kwasowy roztworu

pH = 7 odczyn obojętny roztworu

pH > 7 odczyn zasadowy

Najprostszym sposobem określania pH i odczynu roztworu w praktyce są wskaźniki kwasowo-zasadowe. Przyjmują one charakterystyczną barwę w roztworach różnym pH, np.:

Reakcje jonowe

Reakcje jonowe to reakcje biegnące pomiędzy jonami w roztworach wodnych (szybkość reakcji jest duża).

Ogólne zasady reakcji jonowych:

- reakcję sól + sól piszemy tylko wtedy, gdy powstaje substancja niezdysocjowana, np. wytrąca się osad lub powstaje substancja niezdysocjowana w roztworze,

- mocniejszy kwas wypiera z soli kwas słabszy,

- silniejsza zasada wypiera z soli słabszą,

- mniej lotna zasada wypiera bardziej lotną,

- mniej lotny kwas wypiera bardziej lotny,

- można pisać równania wodorotlenek + wodorotlenek i kwas + kwas (jedna substancja zawiera pierwiastek amfoteryczny),

- równanie sól + kwas lub sól + wodorotlenek piszemy również gdy powstaje substancja niezdysocjowana.

Formy równań reakcji jonowych:

- forma cząsteczkowa,

- forma jonowa (czasami mówi się o formie jonowej pełnej i skróconej).

Rodzaje reakcji jonowych:

- reakcje zobojętniania (neutralizacji);

- reakcje strącania osadów;

- reakcje wydzielania gazów;

- otrzymywania słabych, niezdysocjowanych elektrolitów;

- reakcje utlenienia i redukcji (omówione oddzielnie);

- reakcje hydrolizy;

- reakcje kompleksonowania.

„lotne” kwasy - H₂S, HCl, (H₂CO₃) - CO₂, SO₂

„lotne” zasady - NH₃

mocne kwasy - HNO₃, H₂SO₄ w pierwszym etapie dysocjacji, HCl, HBr, HI, HClO₄, HMnO₄, H₂Cr₂O₇, H₂CrO₄

mocne zasady - wodorotlenki 1 i 2 grupy układu okresowego z wyjątkiem amfoterycznego wodorotlenku berylu i magnezu

Reakcje strąceniowe

Reakcje wytrącania osadów polegają na reakcji między niektórymi jonami - kationami i anionami, w wyniku czego powstający produkt wytrąca się w postaci osadu. W postaci osadów wytrącają się zwykle wodorotlenki i sole. O rozpuszczalności danego związku można dowiedzieć się z tablicy rozpuszczalności.

Otrzymywanie osadu trudno rozpuszczalnego wodorotlenku glinu

Aby w reakcji wytrącił się osad wodorotlenku glinu, musimy wziąć do reakcji roztwór dobrze rozpuszczalnego związku zawierającego kation glinu (np. AlCl₃ korzystamy w tym celu z tablicy rozpuszczalności) oraz roztwór dobrze rozpuszczalnego wodorotlenku, np. NaOH.

Otrzymywanie trudno rozpuszczalnego siarczku srebra

Aby otrzymać osad Ag²S, należy zmieszać roztwór dowolnej rozpuszczalnej soli srebra, np. AgNO³ i roztwór kwasu siarkowodorowego lub jakiegokolwiek rozpuszczalnego siarczku, np. K²S.

Zadanie 1

Korzystając z tablicy rozpuszczalności napisz w formie cząsteczkowej, jonowej i jonowej skróconej równania reakcji zachodzących w roztworach wodnych pomiędzy podanymi związkami:

a) BaCl₂ + H₂SO₃ →

b) Ca(NO₃)₂ + Na₂CO₃ →

c) FeCl₃ + NaOH →

Zadanie 2

Podaj przykłady substancji, których roztwory należy zmieszać, aby zaszła reakcja:

Zadanie 3

Podaj przykłady soli, z których roztworów można wytrącić jodek cyny (II).

Rozwiązanie:

SnI2 wytrąci się z roztworów następujących soli:

chlorku cyny (II) - SnCl₂

bromku cyny (II) - SnBr₂

siarczanu (VI) cyny (II) - SnSO₄

azotanu (V) cyny (II) Sn(NO₃)₂

Hydroliza soli

Reakcje hydrolizy soli - reakcje jonów niektórych soli z cząsteczkami wody prowadzące do utworzenia słabego elektrolitu. O odczynie decyduje składnik soli pochodzący z mocnego elektrolitu, a hydrolizie ulega ten jon, który pochodzi od elektrolitu słabego.

Na podstawie równania reakcji hydrolizy można określić odczyn wodnego roztworu soli, np.:

Sól mocnego kwasu HCl i słabej zasady Cu(OH)₂ - CuCl₂ reaguje z wodą, w wyniku czego powstaje HCl i Cu(OH)₂ a zatem zapis cząsteczkowy reakcji hydrolizy CuCl₂:

W roztworze wodnym sól CuCl₂ jako mocny elektrolit dysocjuje, a jej jony reagują z wodą. Powstający HCl jest również mocnym elektrolitem, a zatem w roztworze wodnym występuje w postaci jonów. Drugi z produktów reakcji Cu(OH)₂ jako słaby elektrolit dysocjuje w niewielkim stopniu, a więc pozostaje w postaci cząsteczkowej (podobnie jak woda).

Otrzymujemy zapis jonowy reakcji hydrolizy:

Cu²⁺ + 2Cl^- + 2H₂O → Cu(OH)₂ + 2H⁺ + 2Cl^-

Jony chlorkowe (występujące po obu stronach równania) nie biorą udziału w reakcji, dlatego pomijamy je w równaniu i otrzymujemy skrócony zapis jonowy reakcji hydrolizy:

Cu²⁺ + 2H₂O → Cu(OH)₂ + 2H⁺

Jest to hydroliza kationowa, bo reakcji ulegają kationy. Powstający nadmiar jonów H⁺ powoduje odczyn kwasowy roztworu, a zatem możemy stwierdzić, że sole pochodzące od mocnych kwasów i słabych zasad hydrolizują z odczynem kwasowym.

Sól słabego kwasu H₂CO₃ i mocnej zasady NaOH - Na₂CO₃ reaguje z wodą, w wyniku czego powstaje H₂CO₃ i NaOH.

Zapis jonowy reakcji hydrolizy:

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H₂O → 2Na⁺ + 2OH^- + H₂CO₃

Mocne elektrolity w roztworze wodnym występują w postaci jonów, dlatego piszemy je w formie jonowej, jedynie słabe elektrolity (H₂CO i H₂O) zapisujemy w formie cząsteczkowej.

Zapis jonowy reakcji hydrolizy:

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H₂O → 2Na⁺ + 2OH^- + H₂CO₃

Jony, które nie biorą udziału w reakcji (powtarzają się po obu stronach równania) pomijamy w równaniu i otrzymujemy zapis jonowy skrócony:

Jest to hydroliza anionowa, bo reakcji ulegają aniony. Powstający nadmiar jonów OH^- powoduje odczyn zasadowy roztworu, a zatem możemy stwierdzić, że sole pochodzące od słabego kwasu i mocnej zasady hydrolizują z odczynem zasadowym.

Sól słabego kwasu octowego CH₃COOH i słabej zasady NH₃ · H₂O (amoniak) - CH₃COONH₄ reaguje z wodą, w wyniku czego powstaje CH₃COOH i NH₃ · H₂O.

Zapis cząsteczkowy:

W roztworze wodnym w postaci jonowej występuje jedynie mocny elektrolit, którym jest CH₃COONH₄ (octan amonu), wszystkie pozostałe elektrolity są słabe, a zatem zapiszemy je w postaci cząsteczkowej.

CH3COO^- + NH⁴⁺ + H₂O → CH₃COOH + NH₃ · H₂O

Jest to hydroliza kationowo-anionowa, bo reakcji ulegają zarówno kationy, jak i aniony. Odczyn roztworu jest obojętny, gdyż moc powstających elektrolitów jest zbliżona (słaby kwas i słaba zasada). Możemy zatem stwierdzić, że sole pochodzące od słabego kwasu i słabej zasady hydrolizują z odczynem obojętnym.

Sól mocnego kwasu HCl i mocnej zasady NaOH - NaCl nie hydrolizuje, ponieważ jony pochodzące od mocnych elektrolitów nie reagują z wodą. W roztworze ustala się stan równowagi między jonami H⁺ i OH^-, a zatem odczyn roztworu jest obojętny. Możemy więc stwierdzić, że sole pochodzące od mocnego kwasu i mocnej zasady nie hydrolizują, a odczyn ich wodnych roztworów jest obojętny.

Zadanie 1

Nie zapisując równań reakcji hydrolizy podaj, które z wymienionych soli hydrolizują i jaki odczyn będą miały ich wodne roztwory: (NH₄)₂SO₄, K₂SO₄, K₂CO₃, K₂S, NaNO₃, CuCl₂, (NH₄)₂CO₃.

Rozwiązanie:

(NH₄)₂SO₄ - sól mocnego kwasu H₂SO₄ i słabej zasady NH₃ · H₂O
hydrolizuje, odczyn kwasowy roztworu

K₂SO₄ - sól mocnego kwasu H₂SO₄ i mocnej zasady KOH
nie hydrolizuje, odczyn roztworu jest obojętny

K₂CO₃ - sól słabego kwasu H₂CO₃ i mocnej zasady KOH
hydrolizuje, odczyn zasadowy roztworu

K₂S - sól słabego kwasu H₂S i mocnej zasady KOH
hydrolizuje, odczyn zasadowy roztworu

NaNO₃ - sól mocnego kwasu HNO₃ i mocnej zasady NaOH
nie hydrolizuje, odczyn roztworu jest obojętny

CuCl₂ - sól mocnego kwasu HCl i słabej zasady Cu(OH)₂
hydrolizuje, odczyn kwasowy roztworu

(NH₄)₂CO₃ - sól słabego kwasu H₂CO₃ i słabej zasady NH₃ · H₂O
hydrolizuje, odczyn obojętny roztworu

Zadanie 2

Podaj po dwa przykłady soli, których wodne roztwory mają odczyn:

a) kwasowy

b) zasadowy

c) obojętny

Rozwiązanie:

a) odczyn kwasowy mają wodne roztwory soli mocnych kwasów, np. HNO₃, HCl i słabych zasad, np. Cu(OH)₂, Zn(OH)₂:

np. Cu(NO₃)2 - azotan (V) miedzi (II)
ZnCl₂ - chlorek cynku

b) odczyn zasadowy mają wodne roztwory soli słabych kwasów, np. H₂S, H₂CO₃ i mocnych zasad, np. KOH, Ba(OH)₂:

np. BaS - siarczek baru
K₂CO₃ - węglan potasu

c) odczyn obojętny mają wodne roztwory soli słabych kwasów, np. H₂SO₃, CH₃COOH i słabych zasad, np. Sn(OH)₂, Pb(OH)₂:

np. SnSO₃ - siarczan (IV) cyny (II)
(CH₃COO)₂Pb - octan ołowiu (II)

Zadanie 3

Napisz w formie jonowej i jonowej skróconej równania reakcji hydrolizy podanych soli. Określ odczyn ich wodnych roztworów:

a) siarczan (VI) glinu

b) azotan (III) sodu

c) siarczan (IV) amonu

d) węglan potasu

e) chlorek żelaza (II)

Rozwiązanie: