2009-11-24

1

Chemia VII

OTRZYMYWANIA SOLI

solą nazywamy produkt reakcji

wodorotlenku z kwasem

• Jest to jedna z najbardziej popularnych

definicji.

• Należy pamiętać, że niektóre wodorotlenki

nie

istnieją (są nieznane), a pomimo tego

znane

są odpowiednie sole:

- wodorotlenek miedzi(I) CuOH, a znane

są

sole

miedzi(I)

-

bromek

miedzi(I)

CuBr

(poprawnie Cu

2

Br

2

).

2009-11-24

2

Solą nazywamy też połączenie jonu

metalu z resztą kwasową

kwas

możemy zapisać ogólnym wzorem

H

x

R

(

H

NO

3

,

H

2

SO

4

,

H

Cl

,

H

ClO

4

,

H

3

PO

4

).

resztą kwasową jest to

co pozostanie po oderwaniu jonu wodorowego od
kwasu.

x

określa:

•

wartościowość reszty kwasowej

R

•

liczbę kwasowych atomów wodoru (te atomy wodoru

połączone są z atomem centralnym zawsze poprzez

atom tlenu), co równoważne jest liczbie zasadowości,

czyli ilości grup OH

-

, które mogą reagować z kwasem:

• gdy x=1 kwas jest jednozasadowy

gdy x=2 kwas jest dwuzasadowy

gdy x=3 kwas jest trójzasadowy

•

x określa również wielkość ładunku ujemnego reszty

kwasowej

R

.

Sól - Me

x

R

y

• jest substancją obojętną elektrycznie, więc

ujemny ładunek reszty kwasowej

R

-x

musi

być równoważony dodatnim ładunkiem
kationu metalu

Me

+y

.

• przy metalu zapisujemy współczynnik

x

, a

przy reszcie kwasowej współczynnik

y

, czyli

obydwa te współczynniki zapisujemy na
krzyż.

2009-11-24

3

1. Metal + niemetal:

• Zn + Cl

2

→ ZnCl

2

2Al + 3S → Al

2

S

3

• Metoda ta stosowana może być do

otrzymywania większości soli kwasów
beztlenowych.

• inna metoda - siarczek glinu, który w wodzie

natychmiast hydrolizuje do wodorotlenku
glinu i siarkowodoru:
Al

2

S

3

+ 6H

2

O → 2Al(OH)

3

+ 3H

2

S

2. Metal + kwas

• Fe + 2HCl → FeCl

2

+ H

2

3Cu + 8HNO

3

→ 3Cu(NO

3

)

2

+ 2NO + 4H

2

O

•

Cu + HCl → reakcja nie zachodzi (miedź w
szeregu aktywności metali leży za
wodorem)
Al + HNO

3

stęż. → reakcja nie zachodzi

Pb + H

2

SO

4

stęż. → reakcja nie zachodzi

2009-11-24

4

Szereg napięciowy metali

• Wszystkie metale zostały ułożone w pewien

szereg, zwany szeregiem napięciowym metali
(

reaktywności). Najbardziej reaktywne metale

znajdują się na początku tego szeregu. Pod
koniec szeregu znajduje się wodór, który jak
nam wiadomo nie jest metalem i oddziela
pozostałe metale od metali szlachetnych (Cu,
Ag, Hg, Pt, Au).

Elektroda

Reakcja elektrodowa

Potencjał standardowy E

0

Li/Li

+

Li ↔ Li

+

+ e

−

−3,05

K/K

+

K ↔ K

+

+ e

−

−2,93

Ca/Ca

2+

Ca ↔ Ca

2+

+ 2 e

−

−2,84

Na/Na

+

Na ↔ Na

+

+ e

−

−2,71

Mg/Mg

2+

Mg ↔ Mg

2+

+ 2 e

−

−2,37

Al/Al

3+

Al ↔ Al

3+

+ 3 e

−

−1,66

H

2O/H2,OH

−

2 H2O + 2 e

−

↔ H2 + 2 OH

−

−0,83

Zn/Zn

2+

Zn ↔ Zn

2+

+ 2 e

−

−0,76

Cr/Cr

3+

Cr ↔ Cr

3+

+ 3 e

−

−0,71

Fe/Fe

2+

Fe ↔ Fe

2+

+ 2 e

−

−0,44

Cd/Cd

2+

Cd ↔ Cd

2+

+ 2 e

−

−0,43

Co/Co

2+

Co ↔ Co

2+

+ 2 e

−

−0,25

Ni/Ni

2+

Ni ↔ Ni

2+

+ 2 e

−

−0,24

Sn/Sn

2+

Sn ↔ Sn

2+

+ 2 e

−

−0,14

Pb/Pb

2+

Pb ↔ Pb

2+

+ 2 e

−

−0,13

O

2/HO2

−

,OH

−

O2 + H2O + 2 e

−

↔ HO2

−

+ OH

−

−0,08

H

2/H

+

H2 ↔ 2 H

+

+ 2 e

−

0,00

Cu/Cu

2+

Cu

2+

+ 2 e

−

↔ Cu

+0,345

O

2/OH

−

O2 + 2 H2O + 4 e

−

↔ 4 OH

−

+0,40

Hg/Hg

2+

Hg

2+

+ 2 e

−

↔ Hg

+0,854

Ag/Ag

+

Ag

+

+ e

−

↔ Ag

+0,800

O

2,H

+

/H2O

O

2 + 4 H

+

+ 4 e

−

↔ 2 H2O

+0,123

Au/Au

+

Au

+

+ e

−

↔ Au

+1,420

2009-11-24

5

Z szeregu napięciowego metali można

wywnioskować, że:

metal który jest bardziej reaktywny czyli leży

wyżej w szeregu (utleni się) jest w stanie

wyprzeć metal mniej reaktywny (ulegnie
redukcji)

z jego soli i go zastąpić.

prawidłowość ta dotyczy również wodoru -

tylko metale, które w szeregu znajdują się nad

wodorem są w stanie wyprzeć wodór z kwasu,

tylko metale reaktywne (nieszlachetne) reagują

z kwasem wydzielającym wodór.

Metale szlachetne albo wcale nie reagują z

kwasami (kwasy beztlenowe) albo reagują w

sposób, który redukuje atom centralny kwasu.

• Metale reaktywne reagują czasami bardzo

gwałtownie z kwasem i zamiast wydzielania się
wodoru, obserwujemy również redukcje atomu
centralnego. Przykładem tego może być
reakcja glinu lub cynku z rozcieńczonym
kwasem azotowym.

4Zn +10HNO

3

->4Zn(NO

3

)

2

+ NH

4

NO

3

+3H

2

O

4Zn + 10 H

+

+ NO

3

–

-> 4 Zn

2+

+ NH

4+

+3 H

2

O

•

2009-11-24

6

• Może się również zdarzyć, że metale

reaktywne ulegają pasywacji.

• Al + H

2

SO

4(stęż)

glin pokrywa się ściśle

przylegającym do powierzchni metalu
tlenkiem glinu i jego dalsza reakcja nie jest
możliwa

• Pb + H

2

SO

4(stęż)

-

ołów pokrywa się

siarczanem ołowiu, który nie dopuszcza
kwasu siarkowego do powierzchni metalu.

3. Metal + zasada

2Al +2H

2

O + 2NaOH → 2NaAlO

2

+ 3H

2

Reakcji

tej

ulegają jedynie nieliczne

metale (Al, Zn)

2009-11-24

7

4. Metal + sól

• Zn + 2AgNO

3

→ Zn(NO

3

)

2

+ 2Ag

Fe + CuSO

4

→ FeSO

4

+ Cu

• Do reakcji tej musimy wziąć metal leżący wyżej i sól

metalu

leżącego niżej w szeregu napięciowym

metali

(metal

aktywny

i

sól

metalu

mniej

aktywnego).

• Uwaga: Metal nie może reagować gwałtownie z

wodą, a więc odpadają metale do sodu włącznie.

5. Tlenek metalu + kwas

CuO + 2HCl → CuCl

2

+ H

2

O

Al

2

O

3

+ 3H

2

SO

4

→ Al

2

(SO

4

)

3

+ 3H

2

O

• Tlenki metali z grup od 1 do 13 bo tam głównie

znajdują się metale mogą

reagować

z

kwasami,

• w grupach od 4 do 12, tylko tlenki na

najniższych stopniach utlenienia.

2009-11-24

8

6. Tlenek metalu +

Bezwodnik

kwasowy

CaO + CO

2

→ CaCO

3

MgO + SO

3

→ MgSO

4

• Bezwodnik kwasowy - czyli tlenek, który

rozpuszczony w wodzie tworzy kwas, musi to
być tlenek niemetalu, ewentualnie tlenek
metalu na

najwyższym stopniu utlenienia

(patrz reakcje tlenek metalu + wodorotlenek )

7. Tlenek metalu + wodorotlenek

• Al

2

O

3

+ 2NaOH → 2NaAlO

2

+ H

2

O

ZnO + 2KOH → K

2

ZnO

2

+ H

2

O

W ten sposób mogą reagować tylko tlenki amfoteryczne.

Znajdziemy je głównie w grupach od 4 do 13 oraz

ostatnie pierwiastki grupy 14.

W grupach od 4 do 7 tylko tlenki na pośrednich

stopniach utlenienia wykazują charakter amfoteryczny:

tlenki zasadowetlenki amfoteryczne tlenki kwasowe

MnO, Mn

2

O

3

MnO

2

Mn

2

O

7

CrO

Cr

2

O

3

CrO

3

2009-11-24

9

8. Wodorotlenek + kwas

• NaOH + CH

3

COOH → CH

3

COONa + H

2

O

Cu(OH)

2

+ H

2

SO

4

→ CuSO

4

+ 2H

2

O

• Wodorotlenki typu Me(OH)

y

.

• metale znajdują się głównie w grupach od 1

do 13 (w grupie 2 od magnezu w

dół, w

grupie 13 od glinu w

dół), można przyjąć, że

y jest

równe numerowi grupy dla grup 1 i 2

oraz 3 dla grupy 13.

• Dla pozostałych metali (grupy od 3 do 12)

wodorotlenki tworzone

są tylko dla jonów o

najniższym stopniu utlenienia (przeważnie na
+2).

nr grupy

1

2

13

LiOH

Mg(OH)

2

Al(OH)

3

NaOH

Ca(OH)

2

Ga(OH)

3

KOH

Sr(OH)

2

CsOH

Ba(OH)

2

2009-11-24

10

9. Wodorotlenek + bezwodnik

kwasowy

Ca(OH)

2

+ CO

2

→ CaCO

3

+ H

2

O

2NaOH + SO

2

→ Na

2

SO

3

+ H

2

O

• Tlenki pierwiastków z grup od 14 do 17,

oraz

tlenki

metali

na

najwyższym

stopniu utlenienia

10. Wodorotlenek + wodorotlenek

Zn(OH)

2

+ 2NaOH → Na

2

ZnO

2

+ 2H

2

O

2009-11-24

11

11. Sól + kwas

• Na

2

CO

3

+ 2HCl

→ 2NaCl + CO

2

+ H

2

O

2NaCl + H

2

SO

4

→ Na

2

SO

4

+ HCl

Warunkiem

zajścia tej reakcji jest użycie

mocnego kwasu i soli

słabego kwasu. Mocne

kwasy

możemy poznać po tym, że atom

centralny jest w nich na

najwyższym stopniu

utlenienia. Innym czynnikiem

pozwalającym

ocenić moc kwasu jest wielkość różnicy z-x dla
kwasu opisanego

ogólnym wzorem H

x

EO

z

:

z-x moc kwasu

z-x moc kwasu

przykłady kwasów

• 0

bardzo

słabe

HClO, H

3

BO

3

• 1

słabe

HClO

2

, H

2

CO

3

, R-CO

2

H

• 2

mocne

H

2

SO

4

, HNO

3

• 3

bardzo mocne

HClO

4

, HMnO

4

Dla

kwasów

beztlenowych,

w

układzie

okresowym, moc ich

rośnie wraz ze wzrostem

numeru grupy i numeru okresu.

2009-11-24

12

Dla kwasów beztlenowych, w układzie okresowym,

moc ich rośnie wraz ze wzrostem numeru grupy i

numeru okresu.

moc kwasów

wzrostu mocy kwasów w szeregu:
NH

3

‹ H

2

O ‹ HF (w roztworze niewodnym

amoniak można również uważać za kwas)

HF ‹ HCl ‹ HBr ‹ HI
H

2

O ‹ H

2

S ‹ H

2

Se ‹ H

2

Te

Nr grupy

Nr

o
k

r

e
s

u

12. Sól + wodorotlenek

• CaCl

2

+ NaOH → Ca(OH)

2

+ 2NaCl

NH

4

Cl + KOH → KCl + NH

3

+ H

2

O

AgNO

3

+ NaCl → AgCl + NaNO

3

BaCl

2

+ Na

2

SO

4

→ BaSO

4

+ 2NaCl

Warunkiem zajścia reakcji jest wytrącenie się jednej soli w

postaci osadu. Pamiętajmy, że wszystkie azotany są dobrze

rozpuszczalne w wodzie, chlorki

z wyjątkami: AgCl, TlCl,

HgCl(I) i PbCl

2

. Można bez większego błędu przyjąć, że poza

nielicznymi wyjątkami, sole metali leżących w 1 grupie są dobrze

rozpuszczalne w wodzie.

13. Sól + sól

2009-11-24

13

kwas + sól = sól + zasada

• NaAlO

2

+ HCl + H

2

O → NaCl + Al(OH)

3

Według takiego opisu zachodzą reakcje jedynie z

metalami amfoterycznymi

• kwas + kwas = sól + woda

• H

3

AsO

3

+ 3HCl → AsCl

3

+ 3H

2

O

• Według takiego opisu zachodzą reakcje jedynie z

metalami amfoterycznymi,

które wykazują jednakże

silniejsze

właściwości kwasowe niż zasadowe