Dodaj do listy

Reakcje soli

Część soli to związki dobrze rozpuszczalne w wodzie i chętnie dysocjujące na jony:

Na2SO4 →2Na+ + SO42-

CdCl2 → Cd2+ + 2Cl-

Niektóre sole są w wodzie nierozpuszczalne, powstają w reakcjach jonowych, podczas których strącają się całkowicie lub częściowo w postaci białego osadu, bądź osadu innego koloru. Jedną z reakcji dającą sól jest reakcja ze sobą dwóch różnych soli. Zachodzi wówczas, gdy obie sole stanowiące substraty są dobrze rozpuszczalne w wodzie, a powstała sól stanowiąca produkt Produkt dobro wytworzone w procesie produkcji rolniczej, przemysłowej i usługowej. Występuje jako dobro materialne oraz dobro niematerialne (usługa). Dobra (produkty) materialne dzielą się na produkty pracy -... Czytaj dalej Słownik geograficzny nie rozpuszcza się w wodzie, strąca się natomiast w postaci osadu. Oprócz soli wytrąconej w postaci osadu powstaje równolegle druga sól - produkt dobrze rozpuszczalny.

Przykładem takiej reakcji jest:

2AlCl3 + 3K2SO3 →Al2(SO3)3 + 6KCl

Tak naprawdę w reakcji tej reagują tylko dwa jony: jon Al3+ powstały z dysocjacji chlorku glinu w roztworze oraz jon SO32- z dysocjacji siarczanu (IV) potasu.

2Al3+ + 6Cl- + 6K+ + 3SO32- → Al2(SO3)3 + 6K+ + 6Cl-

2Al3+ + 3SO32- Al2(SO3)3

Reakcje otrzymywania soli:

kwas + wodorotlenek → sól + H2O

najczęściej stosowana metoda otrzymywania soli, tzw. reakcja zobojętniania, w której powstaje sól

HNO3 + KOH → KNO3 + H2O

H2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 + 2H2O

metal + kwas → sól + H2

wodór z kwasu wypierają tylko te metale, które stoją nad wodorem w szeregu napięciowym metali

2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2

Cu + HCl reakcja nie zachodzi

metal + wodorotlenek → sól + H2

reakcja zachodzi tylko dla niewielu wybranych metali w procesie stapiania metalu ze stałym wodorotlenkiem

Zn + 2KOH → K2ZnO2 + H2

2Al + 6NaOH → 2Na3AlO3 + 3H2

tlenek zasadowy + kwas → sól + H2O

tlenki zasadowe, takie jak na przykład bezwodniki zasadowe to przeważnie tlenki metali, mogą reagować z wodą dając zasady

Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O

CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O

tlenek kwasowy + zasada → sól + H2O

tlenki kwasowe takie jak na przykład bezwodniki kwasowe to przeważnie tlenki niemetali, które w reakcji z wodą tworzą kwasy 

CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O

tlenek kwasowy + tlenek zasadowy → sól

SO3 + K2O → K2SO4

metal + niemetal → sól

Ca + Cl2 → CaCl2

sól(1) + kwas(1) → sól(2) + kwas(2)

reakcja może zajść gdy sól(2) jest solą  nierozpuszczalną lub gdy sól słabego kwasu reaguje z mocnym kwasem

BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HCl

K2CO3 + 2HCl  → 2KCl + H2CO3 (H2O+CO2)

sól(1)+ zasada → sól(2) + wodorotlenek

schematyczna reakcja zachodzi w przypadku, gdy sól(2) jest nierozpuszczalna lub w przypadku kiedy powstaje nierozpuszczalny wodorotlenek

Na2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 + NaOH

CuSO4 + KOH → K2SO4 + Cu(OH)2

sól(1) + sól(2) → sól(3) + sól(4)

schematyczna reakcja zachodzi gdy jedna z soli: sól(3) lub sól(4) jest nierozpuszczalna w wodzie (w reakcji czyli wytrąca się jako osad)

NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl

sól(1) + chlorowiec(1) → sól(2) + chlorowiec(2)

Chlorowiec(2) może być wyparty z soli tylko przez chlorowiec bardziej reaktywny

2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2  

2NaI + Br2 → 2NaBr + I2

sól(1) + metal(1) → sól(2) + metal(2)

metal z soli może być wyparty tylko przez metal wyżej położony w szeregu napięciowym metali 

Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

Hydroliza to reakcja anionu lub kationu soli z cząsteczką wody, w wyniku której powstają odpowiednio jony OH- lub H+. Roztwór chlorku cynku jest kwasowy, gdyż jony Zn2+, powstałe w procesie dysocjacji tej soli, wchodzą w reakcję z wodą i powstają aniony H+, zakwaszające roztwór:

ZnCl2 → Zn2+ + 2Cl-

Zn2+ + 2H2O → Zn(OH)2 + 2H+

Analogicznie tłumaczy się zasadowy odczyn roztworu węglanu sodu:

Na2CO3 → 2Na+ + CO32-

Sole są z reguły mocnymi elektrolitami dysocjującymi całkowicie na jony, nie zawierają cząsteczek niezdysocjowanych.

Nie wszystkie sole ulegają hydrolizie. Sole mocnych kwasów i mocnych zasad praktycznie nie hydrolizują (np, KCl, NaCl, NaNO3, Na2SO4, BaCl2, Ba(NO3)2 i inne).

Hydrolizują natomiast:

1. Sole słabych jednoprotonowych kwasów i mocnych jednoprotonowych zasad (np. HCN,  CH3COONa, NaNO2, HCOONa i inne). Odczyn wodnych roztworów takich soli jest zasadowy.

2. Sole mocnych jednoprotonowych kwasów i słabych jednoprotonowych zasad (np. NH4Cl, NH4NO3, (NH3OH)C1 i inne). Odczyn wodnych roztworów takich soli jest kwaśny.

3. Sole słabych jednoprotonowych kwasów i słabych jednoprotonowych zasad (np. HCOONH4, CH3COONH4, NH4NO2 i inne), jony tych soli w reakcji z wodą tworzą kwas i zasadę, przy czym odczyn roztworu może być obojętny, kwaśny lub zasadowy, zależnie od wartości stałych dysocjacji odpowiednich kwasów i zasad.

Hydroliza soli wieloprotonowych kwasów i zasad przebiega wielostopniowo, podobnie jak proces dysocjacji.

W hydrolizie takich soli rozróżnia się następujące przypadki :

a) Sole słabych dwuprotonowych kwasów i mocnych jednoprotonowych zasad wykazują

w wodnym roztworze odczyn zasadowy (np. Na2S, Na2CO3). Tego typu sole hydrolizują praktycznie tylko w pierwszym stadium, ponieważ jony wodorotlenowe cofają drugie stadium hydrolizy, które zaniedbuje się najczęściej jako znikome.

b) Sole trójprotonowych kwasów i mocnych jednoprotonowych zasad np.  KH2PO4,

K,HPO4 i K3PO4 w wodnym roztworze mają odczyn kwaśny lub zasadowy.

KH2PO4 ma odczyn kwaśny, ponieważ w roztworze znajduje się pewien nadmiar jonów wodorowych H3O+:

H2PO4- + H2O → HPO42- + H3O+

Wodoroortofosforan potasowy K2HPO4 w wodnym roztworze ma odczyn zasadowy. Wprawdzie jony HPO42- dysocjują według równania:

HPO42- + H2O → H3O+ + PO4-

ale również hydrolizują:

HPO42- + H2O → H2PO4- + OH-

H2PO4­­- + H2O → H3PO4 +OH-

Praktycznie w roztworze nie tworzy się kwas ortofosforowy H3PO4, ponieważ powstają­ce jony wodorotlenowe cofają hydrolizę ostatniego stadium.

Ortofosforan potasowy K3PO4 hydrolizuje dając odczyn zasadowy:

PO43- + H2O → HPO42- + OH-

HPO42- + H2O → H2PO4- + OH-

H2PO4- + H2O →H3PO + OH-

Ostatnia reakcja praktycznie nie zachodzi, ponieważ nadmiar jonów wodorotlenowych przesuwa równowagę reakcji hydrolizy w lewo.

c) Sole mocnych jednoprotonowych lub dwuprotonowych kwasów i słabych jednoprotonowych lub wieloprotonowych zasad mają odczyn kwaśny (np. MgCl2, A1C13, FeCI3, NiSO4, CuSO4, A12(SO4)3 itp.):

Mg2+ + 2H2O →MgOH + H3O+

A13+ + 2H2O → AlOH2+  + H3O+

A1OH2+ + 2H2O →  A1(OH)2+ + H3O+

Cu2+ + 2H2O → CuOH+  + H3O+

Hydroliza takich soli przebiega praktycznie jednostopniowo, ponieważ z jednej strony nadmiar jonów wodorowych nie dopuszcza do tworzenia się wolnej zasady, z drugiej zaś strony sole zasadowe są z reguły trudno rozpuszczalne i opuszczają środowisko reakcji.

d) Sole słabych jednoprotonowych lub wieloprotonowych kwasów i słabych jednopro­tonowych lub wieloprotonowych zasad (np. (NH4)2CO3, A12S3, Cr2S3, Fe(CH3COO)3) mają w wodnym roztworze odczyn obojętny, kwaśny lub zasadowy, zależnie od wartości odpowiednich stałych dysocjacji kwasu lub zasady, np. :

Fe3+ + CH3COO- + H2O → FeOH2+  + CH3COOH

FeOH2+ + CH3COO­- + H2O → Fe(OH)2+ + CH3COO

W przypadkach soli bardzo słabych kwasów hydroliza prowadzi ostatecznie do od­tworzenia słabej zasady i kwasu:

2A13+ + 3S2- + 6H2O → 2A1(OH)3 + 3H2S

Zgodnie z prawem działania mas hydrolizie sprzyja nadmiar wody (rozcieńczenie roztworu) oraz podwyższenie temperatury (ogrzewanie do wrzenia), ponieważ iloczyn jonowy wody KH2O wzrasta znacznie ze wzrostem temperatury. Natomiast wprowadzenie do roztworu hydrolizującej soli małych ilości mocnego kwasu lub mocnej zasady powoduje cofnięcie procesu hydrolizy.