Rozpuszczalność soli i reakcje otrzymywania

Wiele soli dobrze rozpuszcza się w wodzie, ulegając dysocjacji na jony, na przykład:

• Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄²⁻
• CdCl₂ → Cd²⁺ + 2Cl⁻

Niektóre sole są jednak nierozpuszczalne i wytrącają się w postaci osadu. Dzieje się tak, gdy reagują ze sobą dwie różne sole rozpuszczalne w wodzie, a produkt reakcji jest nierozpuszczalny. Na przykład:

2AlCl₃ + 3K₂SO₃ → Al₂(SO₃)₃↓ + 6KCl

Warto wiedzieć! W powyższej reakcji reagują tak naprawdę tylko jony Al³⁺ i SO₃²⁻, co można zapisać w postaci reakcji jonowej: 2Al³⁺ + 3SO₃²⁻ → Al₂(SO₃)₃↓

Poznaj najważniejsze metody otrzymywania soli:

• Reakcja zobojętniania: kwas + wodorotlenek → sól + H₂O Przykład: HNO₃ + KOH → KNO₃ + H₂O
• Metal + kwas: metal + kwas → sól + H₂ Przykład: 2Al + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂
• Metal + wodorotlenek: metal + wodorotlenek → sól + H₂ Przykład: 2Al + 6NaOH → 2Na₃AlO₃ + 3H₂
• Tlenek zasadowy + kwas: tlenek zasadowy + kwas → sól + H₂O Przykład: Na₂O + 2HCl → 2NaCl + H₂O

Pozostałe metody otrzymywania soli

Istnieje wiele innych metod otrzymywania soli:

• Tlenek kwasowy + zasada: tlenek kwasowy + zasada → sól + H₂O Przykład: CO₂ + 2NaOH → Na₂CO₃ + H₂O
• Tlenek kwasowy + tlenek zasadowy: tlenek kwasowy + tlenek zasadowy → sól Przykład: SO₃ + K₂O → K₂SO₄
• Metal + niemetal: metal + niemetal → sól Przykład: Ca + Cl₂ → CaCl₂
• Sól + kwas: sól₁ + kwas₁ → sól₂ + kwas₂ Przykład: BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl

Ważne! Reakcja soli z kwasem zachodzi, gdy sól₂ jest nierozpuszczalna lub gdy sól słabego kwasu reaguje z mocnym kwasem.

Warto zapamiętać również:

• Sól + zasada: sól₁ + zasada → sól₂ + wodorotlenek Przykład: CuSO₄ + KOH → K₂SO₄ + Cu(OH)₂↓
• Sól + sól: sól₁ + sól₂ → sól₃ + sól₄ Przykład: NaCl + AgNO₃ → NaNO₃ + AgCl↓
• Sól + chlorowiec: sól₁ + chlorowiec₁ → sól₂ + chlorowiec₂ Przykład: 2KBr + Cl₂ → 2KCl + Br₂
• Sól + metal: sól₁ + metal₁ → sól₂ + metal₂ Przykład: Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu

W ostatnich dwóch przypadkach reakcja zachodzi tylko gdy metal lub chlorowiec jest bardziej aktywny (wyżej w szeregu aktywności) niż ten w soli.

Hydroliza soli

Hydroliza to reakcja anionu lub kationu soli z cząsteczką wody, w wyniku której powstają jony OH⁻ lub H⁺. Dzięki temu procesowi sole mogą mieć różny odczyn w roztworze wodnym.

Sole są zwykle mocnymi elektrolitami - dysocjują całkowicie na jony. Jednak nie wszystkie sole ulegają hydrolizie. Sole mocnych kwasów i mocnych zasad (np. NaCl, KNO₃) praktycznie nie hydrolizują i mają odczyn obojętny.

Rodzaje soli ulegających hydrolizie:

1. Sole słabych kwasów i mocnych zasad (np. CH₃COONa) - mają odczyn zasadowy

2. Sole mocnych kwasów i słabych zasad (np. NH₄Cl) - mają odczyn kwaśny

3. Sole słabych kwasów i słabych zasad (np. CH₃COONH₄) - odczyn może być obojętny, kwaśny lub zasadowy, zależnie od wartości stałych dysocjacji

Przykład: Roztwór chlorku cynku (ZnCl₂) jest kwaśny, ponieważ jony Zn²⁺ reagują z wodą: Zn²⁺ + 2H₂O → Zn(OH)₂ + 2H⁺

Hydroliza soli wieloprotonowych kwasów i zasad przebiega wielostopniowo. Na przykład sole takie jak K₃PO₄ (ortofosforan potasowy) hydrolizują dając odczyn zasadowy, gdyż anion PO₄³⁻ reaguje z wodą tworząc jony OH⁻:

PO₄³⁻ + H₂O → HPO₄²⁻ + OH⁻

Podobnie sole metali wielowartościowych (np. AlCl₃, FeCl₃) mają odczyn kwaśny, ponieważ kationy reagują z wodą dając jony H⁺.

Czynniki wpływające na hydrolizę

W przypadku soli bardzo słabych kwasów, hydroliza może prowadzić do całkowitego odtworzenia kwasu i zasady, na przykład:

2Al³⁺ + 3S²⁻ + 6H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂S

Na przebieg procesu hydrolizy wpływają różne czynniki:

1. Rozcieńczenie roztworu - większa ilość wody sprzyja hydrolizie zgodnie z prawem działania mas

2. Temperatura - podwyższenie temperatury przyspiesza hydrolizę, ponieważ iloczyn jonowy wody (K_H₂O) wzrasta ze wzrostem temperatury

3. Dodatek mocnego kwasu lub zasady - powoduje cofnięcie procesu hydrolizy

Ciekawostka! Aby zmniejszyć hydrolizę, często dodaje się do roztworu niewielkie ilości kwasu lub zasady, w zależności od tego, jaki produkt hydrolizy chcemy zneutralizować.

Znajomość procesu hydrolizy pozwala przewidzieć odczyn różnych soli w roztworze. Jest to niezwykle przydatne w analizie chemicznej, badaniach laboratoryjnych oraz w przemyśle, gdzie kontrola pH jest często kluczowa.