Reakcje chemiczne w roztworach wodnych: zadania i sprawdziany

Reakcje chemiczne zachodzące w roztworach wodnych stanowią fundament wielu procesów chemicznych zarówno w laboratoriach, jak i w życiu codziennym. W tym artykule omówimy najważniejsze typy reakcji w roztworach wodnych, ich mechanizmy oraz nauczymy się rozwiązywać typowe zadania, które pojawiają się na sprawdzianach i egzaminach.

Spis treści

  1. Elektrolity i dysocjacja elektrolityczna
  2. Reakcje zobojętniania
  3. Reakcje strącania osadów
  4. Reakcje utleniania-redukcji w roztworach wodnych
  5. Hydroliza soli
  6. Zadania z rozwiązaniami
  7. Przykładowy sprawdzian
  8. Kalkulator stężeń roztworów

1. Elektrolity i dysocjacja elektrolityczna

Elektrolity to substancje, które w roztworze wodnym rozpadają się na jony, umożliwiając przewodzenie prądu elektrycznego. Proces ten nazywamy dysocjacją elektrolityczną.

Mocne i słabe elektrolity

Mocne elektrolity ulegają całkowitej dysocjacji w roztworze wodnym. Należą do nich:

  • Większość soli (np. NaCl, KNO3, CuSO4)
  • Mocne kwasy (np. HCl, HNO3, H2SO4)
  • Mocne zasady (np. NaOH, KOH, Ca(OH)2)

Dysocjację mocnego elektrolitu zapisujemy przy użyciu strzałki w jedną stronę, np.:

\[ \text{NaCl} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{Cl}^- \]

\[ \text{HCl} \rightarrow \text{H}^+ + \text{Cl}^- \]

\[ \text{NaOH} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{OH}^- \]

Słabe elektrolity dysocjują tylko częściowo, ustala się stan równowagi między formą zdysocjowaną i niezdysocjowaną. Należą do nich:

  • Słabe kwasy (np. CH3COOH, H2CO3, H2S)
  • Słabe zasady (np. NH3, aminy)
  • Trudno rozpuszczalne sole

Dysocjację słabego elektrolitu zapisujemy przy użyciu strzałek w obie strony, np.:

\[ \text{CH}_3\text{COOH} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}^+ \]

\[ \text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \]

Stopień dysocjacji

Stopień dysocjacji (α) to stosunek liczby cząsteczek, które uległy dysocjacji, do całkowitej liczby cząsteczek elektrolitu:

\[ \alpha = \frac{\text{liczba cząsteczek zdysocjowanych}}{\text{całkowita liczba cząsteczek}} \]

Dla mocnych elektrolitów α ≈ 1 (lub 100%), dla słabych elektrolitów α < 1.

2. Reakcje zobojętniania

Reakcje zobojętniania to reakcje między kwasem i zasadą, w wyniku których powstaje sól i woda. Ogólny schemat takiej reakcji:

\[ \text{Kwas} + \text{Zasada} \rightarrow \text{Sól} + \text{Woda} \]

W ujęciu jonowym możemy zapisać:

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

Przykłady reakcji zobojętniania:

\[ \text{HCl} + \text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O} \]

\[ \text{H}_2\text{SO}_4 + 2\text{KOH} \rightarrow \text{K}_2\text{SO}_4 + 2\text{H}_2\text{O} \]

Zapis jonowy i jonowy skrócony

Zapis jonowy pokazuje wszystkie jony obecne w roztworze:

\[ \text{H}^+ + \text{Cl}^- + \text{Na}^+ + \text{OH}^- \rightarrow \text{Na}^+ + \text{Cl}^- + \text{H}_2\text{O} \]

Zapis jonowy skrócony pokazuje tylko jony biorące udział w reakcji:

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

3. Reakcje strącania osadów

Reakcje strącania osadów zachodzą, gdy w wyniku zmieszania roztworów dwóch elektrolitów powstaje nierozpuszczalny produkt (osad). Ogólny schemat:

\[ \text{AX} + \text{BY} \rightarrow \text{AY} \downarrow + \text{BX} \]

gdzie AY to nierozpuszczalny osad.

Przykłady:

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

\[ \text{BaCl}_2 + \text{Na}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{BaSO}_4 \downarrow + 2\text{NaCl} \]

Zapis jonowy:

\[ \text{Ag}^+ + \text{NO}_3^- + \text{Na}^+ + \text{Cl}^- \rightarrow \text{AgCl} \downarrow + \text{Na}^+ + \text{NO}_3^- \]

Zapis jonowy skrócony:

\[ \text{Ag}^+ + \text{Cl}^- \rightarrow \text{AgCl} \downarrow \]

Reguły rozpuszczalności

Typ związku Rozpuszczalne Nierozpuszczalne
Sole sodowe, potasowe, amonowe Prawie wszystkie Nieliczne wyjątki
Azotany(V) Wszystkie
Chlorki, bromki, jodki Większość Ag+, Pb2+, Hg22+
Siarczany(VI) Większość Ba2+, Sr2+, Pb2+, Ca2+
Węglany, fosforany(V) Na+, K+, NH4+ Większość pozostałych
Wodorotlenki Na+, K+, Ba2+, Sr2+ Większość pozostałych
Siarczki Na+, K+, NH4+ Większość pozostałych

4. Reakcje utleniania-redukcji w roztworach wodnych

Reakcje utleniania-redukcji (redoks) to reakcje, w których następuje przeniesienie elektronów między reagentami. W roztworach wodnych często spotykamy takie reakcje.

Podstawowe pojęcia

  • Utlenianie: oddawanie elektronów, wzrost stopnia utlenienia
  • Redukcja: przyjmowanie elektronów, zmniejszenie stopnia utlenienia
  • Utleniacz: substancja przyjmująca elektrony (sama ulega redukcji)
  • Reduktor: substancja oddająca elektrony (sama ulega utlenieniu)

Bilansowanie reakcji redoks

Bilansowanie reakcji redoks metodą bilansu elektronowego:

  1. Zapisz równanie reakcji z niezbilansowanymi współczynnikami
  2. Określ stopnie utlenienia pierwiastków
  3. Zidentyfikuj pierwiastki zmieniające stopień utlenienia
  4. Zapisz równania półreakcji utleniania i redukcji
  5. Zbilansuj liczbę elektronów oddawanych i przyjmowanych
  6. Zbilansuj atomy tlenu (dodając H2O) i wodoru (dodając H+ lub OH)
  7. Dodaj równania półreakcji i zbilansuj pozostałe atomy

Przykład: reakcja pomiędzy KMnO4 a FeSO4 w środowisku kwaśnym

Półreakcja utleniania:

\[ \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + \text{e}^- \]

Półreakcja redukcji:

\[ \text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5\text{e}^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O} \]

Bilansowanie elektronów: 5 × (Fe2+ → Fe3+ + e)

Równanie zbilansowane:

\[ \text{KMnO}_4 + 5\text{FeSO}_4 + 8\text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{K}_2\text{SO}_4 + 2\text{MnSO}_4 + 5\text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 + 8\text{H}_2\text{O} \]

5. Hydroliza soli

Hydroliza soli to reakcja jonów soli z wodą, prowadząca do zmiany pH roztworu.

Typy hydrolizy

  1. Hydroliza kationowa – zachodzi dla soli słabych zasad i mocnych kwasów (np. NH4Cl). Roztwór ma odczyn kwasowy (pH < 7).
  2. Hydroliza anionowa – zachodzi dla soli mocnych zasad i słabych kwasów (np. CH3COONa). Roztwór ma odczyn zasadowy (pH > 7).
  3. Hydroliza obojętna – zachodzi dla soli mocnych zasad i mocnych kwasów (np. NaCl). Roztwór ma odczyn obojętny (pH = 7).
  4. Hydroliza całkowita – zachodzi dla soli słabych zasad i słabych kwasów (np. CH3COONH4). Odczyn roztworu zależy od względnej mocy kwasu i zasady.

Przykłady równań hydrolizy:

Hydroliza kationowa (NH4Cl):

\[ \text{NH}_4^+ + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_3 + \text{H}_3\text{O}^+ \]

Hydroliza anionowa (CH3COONa):

\[ \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COOH} + \text{OH}^- \]

6. Zadania z rozwiązaniami

Zadanie 1: Dysocjacja elektrolityczna

Treść: Napisz równania dysocjacji elektrolitycznej następujących związków: a) H2SO4, b) Ca(OH)2, c) CH3COOH.

Rozwiązanie:

a) H2SO4 (mocny elektrolit, dysocjacja dwustopniowa):

\[ \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{H}^+ + \text{HSO}_4^- \]

\[ \text{HSO}_4^- \rightarrow \text{H}^+ + \text{SO}_4^{2-} \]

b) Ca(OH)2 (mocny elektrolit):

\[ \text{Ca(OH)}_2 \rightarrow \text{Ca}^{2+} + 2\text{OH}^- \]

c) CH3COOH (słaby elektrolit):

\[ \text{CH}_3\text{COOH} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}^+ \]

Zadanie 2: Reakcja zobojętniania

Treść: Napisz równanie reakcji zobojętniania kwasu siarkowego(VI) wodorotlenkiem baru. Zapisz równanie w formie cząsteczkowej, jonowej i jonowej skróconej.

Rozwiązanie:

Równanie cząsteczkowe:

\[ \text{H}_2\text{SO}_4 + \text{Ba(OH)}_2 \rightarrow \text{BaSO}_4 + 2\text{H}_2\text{O} \]

Równanie jonowe:

\[ 2\text{H}^+ + \text{SO}_4^{2-} + \text{Ba}^{2+} + 2\text{OH}^- \rightarrow \text{BaSO}_4 \downarrow + 2\text{H}_2\text{O} \]

Równanie jonowe skrócone:

\[ 2\text{H}^+ + \text{SO}_4^{2-} + \text{Ba}^{2+} + 2\text{OH}^- \rightarrow \text{BaSO}_4 \downarrow + 2\text{H}_2\text{O} \]

Zadanie 3: Reakcja strącania osadu

Treść: Napisz równanie reakcji zachodzącej po zmieszaniu roztworów azotanu(V) ołowiu(II) i jodku potasu. Podaj równanie w formie cząsteczkowej, jonowej i jonowej skróconej.

Rozwiązanie:

Równanie cząsteczkowe:

\[ \text{Pb(NO}_3\text{)}_2 + 2\text{KI} \rightarrow \text{PbI}_2 \downarrow + 2\text{KNO}_3 \]

Równanie jonowe:

\[ \text{Pb}^{2+} + 2\text{NO}_3^- + 2\text{K}^+ + 2\text{I}^- \rightarrow \text{PbI}_2 \downarrow + 2\text{K}^+ + 2\text{NO}_3^- \]

Równanie jonowe skrócone:

\[ \text{Pb}^{2+} + 2\text{I}^- \rightarrow \text{PbI}_2 \downarrow \]

Zadanie 4: Reakcja redoks

Treść: Zbilansuj równanie reakcji redoks zachodzącej w środowisku kwaśnym:

\[ \text{K}_2\text{Cr}_2\text{O}_7 + \text{FeSO}_4 + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{Cr}_2(\text{SO}_4)_3 + \text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 + \text{K}_2\text{SO}_4 + \text{H}_2\text{O} \]

Rozwiązanie:

Określamy stopnie utlenienia:

K2Cr2O7: K (+1), Cr (+6), O (-2)

FeSO4: Fe (+2), S (+6), O (-2)

Półreakcja redukcji:

\[ \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} + 14\text{H}^+ + 6\text{e}^- \rightarrow 2\text{Cr}^{3+} + 7\text{H}_2\text{O} \]

Półreakcja utleniania:

\[ \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + \text{e}^- \]

Bilansowanie elektronów: 6 × (Fe2+ → Fe3+ + e)

Równanie zbilansowane:

\[ \text{K}_2\text{Cr}_2\text{O}_7 + 6\text{FeSO}_4 + 7\text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{Cr}_2(\text{SO}_4)_3 + 3\text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 + \text{K}_2\text{SO}_4 + 7\text{H}_2\text{O} \]

Zadanie 5: Hydroliza soli

Treść: Określ odczyn roztworów następujących soli: a) NaCl, b) NH4NO3, c) Na2CO3. Napisz odpowiednie równania reakcji hydrolizy.

Rozwiązanie:

a) NaCl – sól mocnego kwasu (HCl) i mocnej zasady (NaOH). Nie ulega hydrolizie, odczyn obojętny (pH = 7).

b) NH4NO3 – sól słabej zasady (NH3) i mocnego kwasu (HNO3). Ulega hydrolizie kationowej, odczyn kwasowy (pH < 7).

Równanie hydrolizy:

\[ \text{NH}_4^+ + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_3 + \text{H}_3\text{O}^+ \]

c) Na2CO3 – sól mocnej zasady (NaOH) i słabego kwasu (H2CO3). Ulega hydrolizie anionowej, odczyn zasadowy (pH > 7).

Równanie hydrolizy:

\[ \text{CO}_3^{2-} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HCO}_3^- + \text{OH}^- \]

7. Przykładowy sprawdzian

Zadanie 1. Napisz równania dysocjacji następujących związków: a) HNO3, b) Ba(OH)2, c) H3PO4.

Zadanie 2. Napisz w formie cząsteczkowej, jonowej i jonowej skróconej równanie reakcji pomiędzy:

a) kwasem solnym a wodorotlenkiem sodu

b) kwasem azotowym(V) a wodorotlenkiem wapnia

Zadanie 3. Przewidź, czy po zmieszaniu poniższych roztworów powstanie osad. Jeśli tak, napisz równanie reakcji w formie jonowej skróconej:

a) AgNO3 i KCl

b) Na2SO4 i BaCl2

c) NaNO3 i KCl

Zadanie 4. Zbilansuj poniższe równanie reakcji redoks zachodzącej w środowisku kwaśnym:

\[ \text{KMnO}_4 + \text{H}_2\text{C}_2\text{O}_4 + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{MnSO}_4 + \text{CO}_2 + \text{K}_2\text{SO}_4 + \text{H}_2\text{O} \]

Zadanie 5. Określ odczyn roztworów następujących soli: a) KNO3, b) CH3COONH4, c) AlCl3. Uzasadnij odpowiedź, pisząc odpowiednie równania reakcji hydrolizy.

8. Kalkulator stężeń roztworów

Kalkulator stężeń roztworów

Wybierz obliczenie:

Masa substancji (g):

Masa molowa (g/mol):

Objętość roztworu (ml):

Wynik: mol/l