Spis treści



Pojęcie soli



Podział soli



Ważniejsze kwasy – wartościowość reszt i nazewnictwo i
ch soli



Aktywność metali



Otrzymywanie soli

1. reakcja metalu z kwasem

2. reakcja wodorotlenku z kwasem

3. reakcja tlenku metalu z kwasem

4. reakcja wodorotlenku z tlenkiem kwasowym

5. reakcja tlenku metalu z tlenkiem niemetalu

6. reakcja metalu z niemetalem

7. reakcja soli z kwasem

8. reakcja metalu z solą

9. reakcja wodorotlenku z solą

10.reakcja soli z solą

11.inne metody otrzymywania soli



Podsumowanie

Definicja soli

Jest to związek chemiczny, którego cząsteczka zbudowana
jest z kationu (kationów) metalu i anionu (anionów) reszty
kwasowej.

Wzór ogólny soli obojętnej

A

B

n

n

m

m

M

–

oznacza symbol metalu

R

– oznacza wzór reszty

kwasowej

n

– oznacza ilość atomów metalu w

cząsteczce

m

– oznacza ilość reszt w cząsteczce

A

– wartościowość metalu w tym związku

B

–

wartościowość reszty kwasowej

Sole obojętne

zbudowane są z

kationów metalu (kationu amonowego) i
anionów reszty kwasowej

Wodorosole

są pochodnymi

kwasów wieloprotonowych,
w których nie wszystkie
atomy wodoru zostały
zastąpione kationem metalu

Hydroksosole

to sole, w

których część grup
wodorotlenowych
nie została zastąpiona
resztami kwasowymi. W
przyrodzie występują
stosunkowo rzadko

Np: wodorosiarczan
(VI) sodu NaHSO

4

,

diwodoroortofosforan(V)
potasu KH

2

PO

4

.

Np. :Mg(OH)Cl - chlorek
hydroksomagnezu,
[Al(OH)

2

]

3

PO

4

-

fosforan(V)
dihydroksoglinu

Sole uwodnione

(hydraty lub wodziany)- są to sole, które w swej

cząsteczce posiadają na trwale przyłączone cząsteczki wody (za pomocą
wiązań wodorowych w sieci krystalicznej). Woda zawarta w tych solach to
tzw. woda hydratacyjna.

Podział soli

Ważniejsze kwasy – wartościowość reszt i nazewnictwo
ich soli

Kwas siarkowy (VI)

H

2

SO

4

II

SO

4

siarczan (VI)

Kwas azotowy (V)

H

NO

3

I

NO

3

azotan (V)

Kwas ortofosforowy (V)

H

3

PO

4

III

PO

4

ortofosforan

(V)

Kwas chlorowodorowy

H

Cl

I

Cl chlorek

Kwas siarkowodorowy

H

2

S

II

S siarczek

Kwas węglowy

H

2

CO

3

II

CO

3

węglan

Kwas siarkowy (IV)

H

2

SO

3

II

SO

3

siarczan (IV)

Kwas azotowy (III)

H

NO

2

I

NO

2

azotan (III)

Aktywność metali

Szereg elektrochemiczny metali jest to zestawienie metali według
wzrastających potencjałów normalnych. Potencjał normalnej elektrody
wodorowej E

0

= 0



Każdy metal o niższym normalnym potencjale wypiera z roztworu

metal o potencjale wyższym, np. Zn + Pb

2+

→ Zn

2+

+ Pb

-reguła nie dotyczy litowców i berylowców, które z wodnych roztworów
nie wypierają innych metali –pierwszeństwo ma reakcja z wodą
[otrzymywanie wodorotlenków]. Mg i Be reagują z wodą na gorąco, więc
w temperaturze pokojowej mogą wypierać inne metale z roztworu.
-Al nie wydziela z roztworów zawierających jony Fe

2+

, Zn

2+,

Pb

2+

i

Cu

2+

metali, ponieważ ulega pasywacji –pokrywa się warstewką

ochronną swojego tlenku

Aktywność chemiczną metali określa się na podstawie możliwości
wyparcia wodoru z roztworu kwasu przez dany metal.

Wartości ujemne

Przykłady pasywacji

Al + HNO

3

→ nie zachodzi

Al + H

2

SO

4

stęż. → nie zachodzi

Fe + HNO

3

stęż. → nie zachodzi

Glin nie reaguje z kwasem azotowym (V) i ze stężonym kwasem siarkowym (VI).
Żelazo, chrom nie reagują ze stężonym kwasem HNO

3

, podczas gdy jego

rozcieńczone roztwory roztwarzają te metale, chociaż z bardzo różnymi
szybkościami.
Warstwą pasywującą są produkty utleniania metali (zwykle ich tlenki).



Metale o potencjałach ujemnych mogą wypierać wodór.

Są to metale aktywne, nazywane nieszlachetnymi.
Zn + 2H

+

→ Zn

2+

+ H

2

↑

Reakcja przebiega tym mniej energicznie, im bliższy zera jest potencjał
normalny metalu.



Metale o dodatnich potencjałach nie wypierają wodoru z kwasów.

Metale te nazywane są metalami szlachetnymi (Au, Pt) i półszlachetnymi
(Cu, Hg, Ag).



Im bardziej ujemny potencjał normalny metalu, tym większa jest jego

zdolność do utleniania się (oddawania elektronów).

K, Na, Ca, Mg, Al., Zn, Fe, Ni, Sn, Pb

,

H,

Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Metale aktywniejsze od wodoru

–

potencjał ma wartość ujemną

2.

otrzymywanie soli – reakcja metalu z

kwasem

wodór

sól

metal

kwas

wodoru

od

zy

aktywniejs

jacy

nieutlenia







_

_

wodór

sól

metal

kwas

wodoru

od

zy

aktywniejs

jacy

nieutlenia







_

_

Metale o ujemnym potencjale elektrodowym rozpuszczają się w
kwasach nie utleniających z wydzieleniem wodoru:

Istotą tego procesu jest reakcja atomów aktywnego metalu z kationami
wodoru, w wyniku czego powstają kationy metalu i cząsteczki wodoru.

Kwasy, w których są redukowane kationy wodoru to kwasy nie
utleniające.
Należą do nich wszystkie kwasy beztlenowe.
Kwasy utleniające posiadają resztę kwasową, która może ulegać
redukcji.
Należą do nich

HNO

3

oraz

stężony H

2

SO

4













2

2H

n

Me

nH

Me

n

2

4

4

2

H

ZnSO

SO

H

Zn







Przykłady





































2

2

2

2

2

2

H

Zn

H

2

Zn

H

Cl

2

Zn

Cl

2

H

2

Zn

H

ZnCl

HCl

2

Zn

Reakcja
utleniania

Reakcja redukcji



















2

2

H

2e

2H

Zn

2e

Zn

 









2

H

3

3

Cl

Al

2

Cl

H

6

Al

2

 





















0

2

H

3

Cl

6

3

Al

2

Cl

6

H

6

0

Al

2

 













0

2

H

3

3

Al

2

H

6

0

Al

2

Reakcje otrzymywania soli, charakterystyczne dla kwasów
utleniających

Kwasy utleniające posiadają resztę kwasową, która może ulegać redukcji.

Należą do nich

HNO

3

oraz

stężony H

2

SO

4

.



Reakcje stężonego kwasu azotowego (V) z metalami mniej

aktywnymi niż wodór (nie mogącymi wyprzeć wodoru z cząsteczki
kwasu):

Ag + 2HNO

3

--> AgNO

3

+ NO

2

+ H

2

O



Reakcje rozcieńczonego kwasu azotowego (V) z metalami mniej

aktywnymi niż wodór:

O

H

4

NO

2

)

Cu(NO

3

HNO

8

Cu

3

O

H

4

NO

2

Cu

3

H

NO

2

Cu

3

2

O

H

2

NO

H

4

e

3

NO

3

e

2

Cu

Cu

2

2

3

3

2

2

3

2

3

2



















































 



 



O

4H

2NO

)

3Cu(NO

8HNO

3Cu

2

2

3

3











Reakcje stężonego kwasu siarkowego (VI) z metalami, mniej aktywnymi

niż wodór:

Cu + 2 H

2

SO

4

--> CuSO

4

+ SO

2

+ 2 H

2

O

O

H

2

H

4

e

2

SO

Cu

e

2

Cu

2

2
4

2

o



















2

SO



Reakcja metalu aktywniejszego od wodoru ze stężonym H

2

SO

4

Zn + 2H

2

SO

4

→ ZnSO

4

+SO

2

+ 2H

2

O



W przypadku HNO

3

stopień redukcji azotu zależy przede wszystkim od

aktywności metalu, warunków reakcji, stężenia kwasu.(NH

3

, N

2

O, NO,

NO

2

)

W reakcjach rozcieńczonego(1-2%)HNO

3

z bardzo aktywnymi metalami

(K, Na,Mg) wydziela się wodór, ponieważ metale te reagują z wodą,
tworząc wodorotlenek i wodór, Utworzony wodorotlenek, reaguje dalej z
HNO

3

na zasadzie reakcji zobojętniania. Metale, które w normalnym

warunkach praktycznie nie reagują z wodą, typu Zn, Fe, Ni, Pb zawsze
reagują z HNO

3

na zasadzie redukcji reszty kwasowej.

4Zn + 10HNO

3

→NH

4

NO

3

+ 4Zn(NO

3

)

2

+ 3H

2

O ( stężony HNO

3

).

Dla dociekliwych

Złoto czy platyna nie reagują ze stężonym kwasem azotowym (V),
jednak mieszanina tego kwasu ze stężonym kwasem solnym (woda
królewska), który nie jest kwasem utleniającym, jest utleniaczem
zdolnym je roztworzyć.
Przebieg reakcji można jakościowo uzasadnić regułą przekory.
Równowaga reakcji utleniania złota przez jony azotanowe(V):

 

1

O

H

3

(aq)

NO

3

(aq)

Au

(aq)

H

6

(aq)

NO

3

Au

2

2

3

3

















przesunięta jest bardzo silnie w lewo (stała równowagi tej reakcji
można obliczyć na podstawie potencjałów standardowych redoks)
Wyższe od standardowego stężenia jonów azotanowych i wodorowych
przesuwają stan równowagi(1) w prawo.
Równocześnie w tym samym roztworze jony chlorkowe (o znacznym
stężeniu)
reagują z produktem reakcji (1) wg równania:

Stała równowagi reakcji (2) jest wysoka i prowadzi do obniżenia
stężenia Au

3+

, co powoduje przebieg reakcji(1) w prawo i pomimo

niekorzystnej
wartości jej stałej równowagi zachodzi ona praktycznie do końca.

(aq)(2)

AuCl

(aq)

Cl

4

(aq)

Au

4

3











2.

otrzymywanie soli – reakcja wodorotlenku z kwasem

a

bojetniani

reakcja zo

woda

sól

nek

wodorotle

Kwas







a

bojetniani

reakcja zo

woda

sól

nek

wodorotle

Kwas







Reakcja zobojętniania polega na łączeniu się jonów wodorowych
(hydroniowych H

3

O

+

) z jonami wodorotlenkowymi na niezdysocjowane

cząsteczki wody.

O

H

2

Cl

2

Ca

Cl

2

H

2

OH

2

Ca

O

H

2

CaCl

HCl

2

Ca(OH)

2

2

2

2

2

2































Przykład

y

O

H

SO

Na

2

SO

H

2

OH

2

Na

2

O

H

2

SO

Na

SO

H

NaOH

2

2

li

roztwór_so

2

4

2
4

2

4

2

4

2

































 



 



O

2

H

3

3

4

PO

K

3

OH

3

K

3

3

4

PO

H

3

O

2

H

3

4

PO

3

K

OH

K

3

4

PO

3

H

































 



 



Produktami niecałkowitego podstawiania grup OH w cząsteczce wodorotlenku
przez reszty kwasowe są hydroksosole.
Na przykład w Mg(OH)

2

obie grupy OH zostaną zastąpione resztami kwasowymi,

tworzy się sól obojętna:
Mg(OH)

2

+ 2HCl→ MgCl

2

+ 2H

2

O

jeżeli zostanie zastąpiona tylko jedna z nich, to produktem będzie hydroksysól:
Mg(OH)

2

+ HCl → Mg(OH)Cl + H2O

Mogą one powstawać w reakcji z zasadą przeprowadzonej przy odpowiednim
stosunku stechiometrycznym kwasu i zasady.
Wodorotlenki zawierające trzy grupy OH mogą, oprócz soli obojętnej, tworzyć dwa
rodzaje hydroksosoli:
Al(OH)

3

+ 3HCl → AlCl

3

+ 3H

2

O

Al(OH)

3

+ 2HCl → Al(OH)Cl

2

+ 2H

2

O

Al(OH)

3

+ HC l→ Al(OH)

2

Cl + H

2

O

Jeśli kationy metalu nie zastąpiły wszystkich kwasowych atomów wodoru to
powstają wodorosole.
Na przykład : 2NaOH + H

2

SO

4

→ Na

2

SO

4

+ 2H

2

O

jednak gdy tylko jeden kation sodu wyprze kation wodoru, to powstanie wodorsól:
NaOH + H

2

SO

4

→ NaHSO

4

+ H

2

O

Wodorosole mogą powstawać m.in. w reakcji wodorotlenku z kwasem,
przeprowadzonej w odpowiednim stosunku stechiometrycznym kwasu i zasady.

3.

otrzymywanie soli – reakcja tlenku metalu z

kwasem

woda

sól

talu

tlenek me

Kwas







woda

sól

talu

tlenek me

Kwas







 

O

2

H

2

3

NO

Cu

3

NO

H

2

CuO

O

2

H

Cl

K

2

Cl

H

2

O

2

K













Przykłady

Tlenki metali z grup od 1 do 13 bo tam głównie znajdują się metale
mogą reagować z kwasami, przy czym w grupach od 4 do 12, tylko
tlenki na najniższych stopniach utlenienia.

 

O

2

H

3

2

4

PO

3

Ca

O

Ca

3

4

PO

3

H

2

O

2

H

4

SO

2

O

2

Na

4

SO

2

H













Na

4.

otrzymywanie soli – reakcja wodorotlenku

metalu

z tlenkiem niemetalu

woda

sól

zasada

sowy

tlenek kwa

kwasowy

bezwodnik





















woda

sól

zasada

sowy

tlenek kwa

kwasowy

bezwodnik





















 

 

O

2

H

2

3

NO

Mg

5

O

2

N

2

OH

Mg







O

H

SiO

Na

NaOH

2

SiO

O

H

CaCO

Ca(OH)

CO

2

3

2

2

2

3

2

2















Przykład

y

5.

otrzymywanie soli – reakcja tlenku metalu

z

tlenkiem niemetalu

4

2

2

3

3

2

SO

Na

O

Na

SO

CaSO

CaO

SO









sól

sadowy

tlenek za

sowy

tlenek kwa





sól

sadowy

tlenek za

sowy

tlenek kwa





4

PO

3

Na

4

O

2

Na

6

10

O

4

P

3

CO

2

K

O

2

K

2

CO









Przykład

y

Tym sposobem można otrzymywać tylko sole kwasów tlenowych.

6.

otrzymywanie soli – reakcja metalu z

niemetalem

sól

niemetal

metal





sól

niemetal

metal





Jest to najprostszy sposób otrzymywania

soli beztlenowych

.

Należy jednak pamiętać, iż nie wszystkie metale wejdą w powyższą
reakcję.















II

S

e

2

0

S

I

K

2

e

2

0

K

2

S

2

K

S

K

2

Cl

Na

2

2

Cl

Na

2





Przykład

y

Zn + Cl

2

→ ZnCl

2

2Al + 3S → Al

2

S

3

METAL

+

NIEMETAL

KWAS

+

WODOROTLENEK

KWAS

+

METAL

KWAS

+

TLENEK METALU

WODOROTLENEK

+

TLENEK

NIEMETALU

S
Ó
L

┼

TLENEK METALU

+

TLENEK

NIEMETALU

WODA

WODÓR

WODA

WODA

Metody otrzymywania soli

7.

otrzymywanie soli – reakcja soli z kwasem

kwas

sól

sól _1

Kwas_1







kwas

sól

sól _1

Kwas_1







Przykład

y

















































2

2

2

3

2

2

3

3

2

3

CO

H

2

2

3

3

3

2

CO

O

H

H

2

CO

CO

O

H

NO

2

Na

2

NO

2

H

2

CO

Na

2

CO

O

H

NaNO

2

HNO

2

CO

Na

3

2

 

 



AgNO

3

+ HCl → AgCl ↓ +

HNO

3

Ag

+

+ NO

3

-

+ H

+

+ Cl

-

→ AgCl ↓ + H

+

+ NO

3

-

Ag

+

+ Cl

-

→ AgCl ↓

Reakcje soli z kwasem zachodzą tylko wtedy, gdy działający
kwas jest mocniejszy niż kwas, z którego powstała sól, lub gdy w
wyniku reakcji powstaje osad.

Każdy metal o niższym potencjale elektrodowym redukuje
kationy metalu o wyższym potencjale elektrodowym.

Metal mniej szlachetny powoduje wydzielanie metalu bardziej
szlachetnego z roztworu jego soli.

metal

sól

sól _1

1

metal







_

metal

sól

sól _1

1

metal







_

8.

otrzymywanie soli – reakcja metalu z solą











m

n

1

nMe

mMe

1

nMe

mMe

Przykład

y

Zn + CuSO

4

→ ZnSO

4

+ Cu

Zn + Cu

2+

+ SO

4

2-

→ Zn

2+

+ SO

4

2-

+

Cu
Zn + Cu

2+

→ Zn

2+

+ Cu

Cu + 2AgNO

3

→ Cu(NO

3

)

2

+ 2Ag

Cu + 2Ag

+

→ Cu

2+

+ 2Ag

Wydzielanie metali ma szerokie zastosowanie praktyczne, głównie przy
otrzymywaniu metali z wodnych roztworów ich soli oraz przy oczyszczaniu soli
metali od zanieczyszczeń jonami metali.

9.

otrzymywanie soli – reakcja wodorotlenku z

solą

nek

wodorotle

sól

sól 1

ek 1

wodorotlen







nek

wodorotle

sól

sól 1

ek 1

wodorotlen







 

OH

Na

2

4

SO

Ba

2

OH

Ba

4

SO

2

Na



































OH

2

Na

2

4

SO

Ba

OH

2

2

Ba

2

4

SO

Na

2











4

SO

Ba

2

4

SO

2

Ba

Przykład

y













CaCO

CO

+

Ca

OH

2

+

Na

2

+

CaCO

CO

+

Na

2

+

OH

2

+

Ca

NaOH

2

+

CaCO

CO

Na

+

Ca(OH)

3

-

2

3

+

2

-

+

3

-

2

3

+

-

+

2

3

3

2

2

W reakcjach soli z zasadami są istotne tylko te procesy, w
których powstaje osad

Tabela rozpuszczalności soli

Barwa odpowiada kolorowi
roztworu lub osadu

Rozpuszczalna

Słabo rozpuszczalna

Praktycznie
nierozpuszczalna

W r-rze zachodzą
skomplikowane reakcje

Warunkiem zajścia reakcji jest wytrącenie się jednej soli w
postaci osadu.

Pamiętajmy, że wszystkie azotany są dobrze rozpuszczalne w wodzie, natomiast
chlorki z wyjątkami. Do tych wyjątków zaliczamy chlorek srebra, talu, rtęci(I) i
ołowiu(II). Można bez większego błędu przyjąć, że poza nielicznymi wyjątkami,
sole metali leżących w 1 grupie są dobrze rozpuszczalne w wodzie.

( Tablica rozpuszczalności soli)

sól 3

sól

sól 2

sól 1









sól 3

sól

sól 2

sól 1









10.

otrzymywanie soli – reakcja soli z solą

 

3

KNO

2

2

PbI

KI

2

2

3

NO

Pb



































3

NO

2

K

2

2

PbI

I

2

K

2

3

NO

2

2

Pb











2

PbI

I

2

2

Pb

Przykład

y

CdS

S

Cd

2Na

2Cl

CdS

S

2Na

2Cl

Cd

2NaCl

CdS

S

Na

CdCl

-

2

2

-

-

2

-

2

2

2

































S

Ó

L

Metody otrzymywania soli

Metal + zasada

2Al +2H

2

O + 2NaOH → 2NaAlO

2

+ 3H

2

Reakcji tej ulegają jedynie nieliczne metale (Al, Zn)

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

kwas + kwas

H

3

AsO

3

+ 3HCl → AsCl

3

+ 3H

2

O

Według takiego opisu zachodzą reakcje jedynie z metalami
amfoterycznymi, wykazującymi silniejsze właściwości kwasowe
niż zasadowe

Dla dociekliwych

Sposób

otrzymywania

Produkty

Uwagi

Metal +niemetal

Sól kwasu

beztlenowego

Tylko sole kwasów

beztlenowych

Metal +kwas

Sól + wodór

Tylko metale

aktywniejsze od wodoru

(potencjał < 0) i kwasy

nie utleniające

Tlenek metalu + kwas

Sól + woda

Wodorotlenek metalu

+kwas

Sól + woda

Reakcja zobojętniania.

Tlenek metalu +tlenek

kwasowy

Sól

Tylko dla soli kwasów

tlenowych

Zasada +tlenek

kwasowy

Sól + woda

Sposób

otrzymywania

Produkty

Uwagi

Kwas1 + sól1

Kwas2 +sól2

Działający kwas jest

mocniejszy niż kwas, z

którego powstała sól, lub

gdy w wyniku reakcji

powstaje osad.

Sól1 + wodorotlenek1

Sól 2 + wodorotlenek2

Te procesy, w których

powstaje osad

Sól1 + sól2

Sól3 + Sól4

Obie sole-substraty są

dobrze rozpuszczalne w 

wodzie, a sól-produkt

strąca się jako osad

Metal1 + sól1

Metal2 + sól2

Metal mniej szlachetny

powoduje wydzielanie

metalu bardziej

szlachetnego z roztworu

jego soli.

Vademecum Matura 2009 – Stanisława Hejwowska

Czasopismo „Chemia w szkole”

„Kompedium wiedzy z chemii dla gimnazjalisty” Beata Sobczyk

Ilustracje:
http://szkolne.eu/admin/produkty_pod/TAB_ROZPUSZCZALNOSCI.j
pg

http://mwalnik.wodip.opole.pl/chemia/reakcje_met/reakcje_met.ht
ml

Bibliografia