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
- Elektrolity i dysocjacja elektrolityczna
- Reakcje zobojętniania
- Reakcje strącania osadów
- Reakcje utleniania-redukcji w roztworach wodnych
- Hydroliza soli
- Zadania z rozwiązaniami
- Przykładowy sprawdzian
- 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:
- Zapisz równanie reakcji z niezbilansowanymi współczynnikami
- Określ stopnie utlenienia pierwiastków
- Zidentyfikuj pierwiastki zmieniające stopień utlenienia
- Zapisz równania półreakcji utleniania i redukcji
- Zbilansuj liczbę elektronów oddawanych i przyjmowanych
- Zbilansuj atomy tlenu (dodając H2O) i wodoru (dodając H+ lub OH–)
- 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
- Hydroliza kationowa – zachodzi dla soli słabych zasad i mocnych kwasów (np. NH4Cl). Roztwór ma odczyn kwasowy (pH < 7).
- Hydroliza anionowa – zachodzi dla soli mocnych zasad i słabych kwasów (np. CH3COONa). Roztwór ma odczyn zasadowy (pH > 7).
- Hydroliza obojętna – zachodzi dla soli mocnych zasad i mocnych kwasów (np. NaCl). Roztwór ma odczyn obojętny (pH = 7).
- 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