Definicje: Reakcje w roztworach wodnych

Przykłady

• $\text{HCl} \rightarrow \text{H}^+ + \text{Cl}^-$,
• $\text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow 2\text{H}^+ + \text{SO}_4^{2-}$,
• $\text{HNO}_3 \rightarrow \text{H}^+ + \text{NO}_3^-$.

To obecność jonów $\text{H}^+$ sprawia, że roztwory kwasów mają odczyn kwasowy i przewodzą prąd.

Przykłady

• $\text{NaCl} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{Cl}^-$,
• $\text{K}_2\text{SO}_4 \rightarrow 2\text{K}^+ + \text{SO}_4^{2-}$,
• $\text{Al}_2(\text{SO}_4)_3 \rightarrow 2\text{Al}^{3+} + 3\text{SO}_4^{2-}$.

Dzięki powstałym jonom roztwory soli przewodzą prąd (są elektrolitami).

Przykłady

• $\text{NaOH} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{OH}^-$,
• $\text{Ca(OH)}_2 \rightarrow \text{Ca}^{2+} + 2\text{OH}^-$,
• $\text{KOH} \rightarrow \text{K}^+ + \text{OH}^-$.

To obecność jonów $\text{OH}^-$ sprawia, że roztwory zasad mają odczyn zasadowy (barwią fenoloftaleinę na malinowo) i przewodzą prąd.

Kiedy zachodzi

Reakcja strącania zachodzi, gdy jeden z możliwych produktów jest nierozpuszczalny w wodzie. Sprawdzamy to w tabeli rozpuszczalności.

Przykład

$\text{AgNO}_3 + \text{NaCl} \rightarrow \text{AgCl}\downarrow + \text{NaNO}_3$

Powstaje biały osad chlorku srebra $\text{AgCl}$. Zapis jonowy skrócony: $\text{Ag}^+ + \text{Cl}^- \rightarrow \text{AgCl}\downarrow$.

Odczyn roztworu

• kwasowy: $\text{pH} \lt 7$,
• obojętny: $\text{pH} = 7$,
• zasadowy: $\text{pH} > 7$.

Barwy wskaźników

• oranż metylowy — czerwony (kwas), żółty (zasada),
• fenoloftaleina — bezbarwna (kwas/obojętny), malinowa (zasada),
• papierek uniwersalny — barwą pokazuje przybliżone pH.

Co dysocjuje

• kwasy → kationy $\text{H}^+$ + aniony reszty kwasowej,
• zasady → kationy metalu + aniony $\text{OH}^-$,
• sole → kationy metalu + aniony reszty kwasowej.

Elektrolity mocne i słabe

• mocne — dysocjują niemal całkowicie (mocne kwasy: $\text{HCl}$, $\text{HNO}_3$, $\text{H}_2\text{SO}_4$; mocne zasady: $\text{NaOH}$, $\text{KOH}$; większość soli),
• słabe — dysocjują tylko częściowo (np. $\text{CH}_3\text{COOH}$, $\text{H}_2\text{CO}_3$, woda amoniakalna).

Reguła odczynu soli

• mocny kwas + mocna zasada (np. $\text{NaCl}$) — brak hydrolizy, odczyn obojętny,
• słaby kwas + mocna zasada (np. $\text{CH}_3\text{COONa}$, $\text{Na}_2\text{CO}_3$) — hydroliza anionowa, odczyn zasadowy,
• mocny kwas + słaba zasada (np. $\text{NH}_4\text{Cl}$) — hydroliza kationowa, odczyn kwasowy,
• słaby kwas + słaba zasada — odczyn zależy od tego, który jest „słabszy".

Dlaczego tak jest

Jon pochodzący od słabego elektrolitu reaguje z wodą (hydrolizuje), uwalniając jony $\text{OH}^-$ lub $\text{H}^+$. Jon od mocnego elektrolitu jest „obojętny" — nie reaguje z wodą.

Konsekwencje

• w wodzie czystej $[\text{H}^+] = [\text{OH}^-] = 10^{-7}\ \tfrac{\text{mol}}{\text{dm}^3}$ (odczyn obojętny, pH = 7),
• gdy rośnie $[\text{H}^+]$, maleje $[\text{OH}^-]$ — ich iloczyn pozostaje $10^{-14}$.

Zależność pH i pOH

Po zlogarytmowaniu iloczynu jonowego otrzymujemy prostą i bardzo użyteczną zależność:

$\text{pH} + \text{pOH} = 14$

Odczyn roztworu

• kwasowy: $\text{pH} \lt 7$ (przewaga jonów $\text{H}^+$),
• obojętny: $\text{pH} = 7$ ($[\text{H}^+] = [\text{OH}^-]$),
• zasadowy: $\text{pH} > 7$ (przewaga jonów $\text{OH}^-$).

Wskaźniki

Substancje zmieniające barwę w zależności od odczynu:

• oranż metylowy — czerwony (kwas), żółty (zasada),
• fenoloftaleina — bezbarwna (kwas/obojętny), malinowa (zasada),
• papierek uniwersalny — pokazuje przybliżone pH barwą.

Kiedy reakcja zachodzi

Reakcja jonowa przebiega, gdy powstaje produkt „usuwany" z roztworu:

• osad (substancja trudno rozpuszczalna), np. $\text{AgCl}\downarrow$,
• gaz, np. $\text{CO}_2\uparrow$,
• słaby elektrolit (najczęściej woda).

Trzy zapisy — przykład

Cząsteczkowy: $\text{AgNO}_3 + \text{NaCl} \rightarrow \text{AgCl}\downarrow + \text{NaNO}_3$

Jonowy: $\text{Ag}^+ + \text{NO}_3^- + \text{Na}^+ + \text{Cl}^- \rightarrow \text{AgCl}\downarrow + \text{Na}^+ + \text{NO}_3^-$

Jonowy skrócony: $\text{Ag}^+ + \text{Cl}^- \rightarrow \text{AgCl}\downarrow$

Reakcja zobojętniania

Istota (zapis jonowy skrócony) jest zawsze taka sama:

$\text{H}^+ + \text{OH}^- \rightarrow \text{H}_2\text{O}$

Produktem jest sól i woda, np. $\text{HCl} + \text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$.

Reakcje strącania

Zachodzą, gdy po zmieszaniu roztworów powstaje sól nierozpuszczalna. Aby przewidzieć osad, korzystamy z tabeli rozpuszczalności:

$\text{Ba}^{2+} + \text{SO}_4^{2-} \rightarrow \text{BaSO}_4\downarrow$

• trudno rozpuszczalne są m.in.: $\text{AgCl}$, $\text{BaSO}_4$, $\text{CaCO}_3$, większość wodorotlenków metali,
• dobrze rozpuszczalne są sole sodu, potasu i azotany(V).