|
Strona 1 z 4 Sole - otrzymywanie soli
Rozpoczynając omawianie tego tematu, chciałbym zacząć od sprawy podstawowej jaką jest definicja soli. Okazuje się jednak, że nie jest to wcale takie proste jak by się wydawało, ponieważ każda definicja, którą próbuję podać, pomimo tego, że jest poprawna posiada pewne ograniczenia. Oto tego przykłady:
- solą nazywamy produkt reakcji wodorotlenku z kwasem.
Jest to jedna z najbardziej popularnych definicji. Nie należy jednak zapominać o tym, że niektóre wodorotlenki nie istnieją (są nieznane), a pomimo tego znane są odpowiednie sole. Nie jest znany wodorotlenek miedzi(I) CuOH, a znane są sole miedzi(I). Jako przykład podam bromek miedzi(I) CuBr (poprawnie Cu2Br2).
- Solą nazywamy też połączenie jonu metalu z resztą kwasową.
Wydawałoby się, że ta definicja soli jest najbardziej poprawna a jednak wymaga pewnego uzupełnienia, a mianowicie tego, co rozumiemy pod pojęciem reszty kwasowej. Wydaje się oczywiste, że resztą kwasową jest to co pozostanie po oderwaniu jonu wodorowego od kwasu. Ale i w tym przypadku nasuwa się pytanie. Od jakiego kwasu? W myśl teorii Brønsteda-Lowry‚ego kwasem jest substancja mogąca dostarczyć jonów wodorowych. Zgodnie z tą teorią kwasem jest również woda HOH, a resztą kwasową, czyli sprzężoną z kwasem zasadą jest jon wodorotlenowy. Takich połączeń jak np. KOH czy NaOH na pewno nie zaliczymy do soli, ponieważ są one typowymi wodorotlenkami.
Bardziej poprawną będzie zatem następująca definicja:
- solą nazywamy połączenie jonu metalu z resztą kwasową powstałą z kwasu wg teorii Arrheniusa.
Chociaż i w tym przypadku, pomimo tego, że nadal trudno będzie nam odnaleźć substancje należące do soli (wydawało by się, że sole powinny być ciałami stałymi, nierozpuszczalnymi w rozpuszczalnikach organicznych, a SnCl4 jest cieczą), to jednak ta definicja soli posiada tak dużo zalet, że będę chciał je wykorzystać i wykorzystam w dalszej nauce.
Każdy kwas możemy zapisać ogólnym wzorem HxR (HNO3, H2SO4, HCl, HClO4, H3PO4). Poza nielicznymi wyjątkami (H3PO3, H3PO2) x określa:
♦ wartościowość reszty kwasowej R
♦ liczbę kwasowych atomów wodoru (te atomy wodoru we wzorze konstytucyjnym 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 jest substancją obojętną elektrycznie, więc ujemny ładunek reszty kwasowej R-x musi być równoważony dodatnim ładunkiem kationu metalu Me+y. By tego dokonać przy metalu zapisujemy współczynnik x, a przy reszcie kwasowej współczynnik y, czyli obydwa te współczynniki zapisujemy na krzyż:
Szereg napięciowy
metali
Otrzymywanie soli - Metody otrzymywania soli.
1. Metal + niemetal:
Zn + Cl2 → ZnCl2
2Al + 3S → Al2S3
Metoda ta stosowana może być do otrzymywania większości soli kwasów beztlenowych. Niektórych z nich nawet nie można otrzymać inną drogą. Przykładem tego jest siarczek glinu, który w wodzie natychmiast hydrolizuje do wodorotlenku glinu i siarkowodoru:
Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S
2. Metal + kwas
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Przyglądając się tej reakcji otrzymywania soli, wydaje się ona być bardzo prostą. Jednakże należałoby wziąć pod uwagę reaktywność metali. Wszystkie metale zostały ułożone w pewien szereg, zwany szeregiem napięciowym metali a czasami szeregiem reaktywnośc. Najbardziej reaktywne metale to te, które bardzo chętnie reagują i 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). Z szeregu napięciowego metali można wywnioskować, że:
♦ metal który jest bardziej reaktywny czyli leży wyżej w szeregu, jest w stanie wyprzeć metal mniej reaktywny z jego soli i go zastąpić. Metal bardziej reaktywny utleni się, a ten mniej reaktywny ulegnie redukcji.
♦ prawidłowość ta dotyczy również wodoru a co za tym idzie, tylko metale, które w szeregu napięciowym leżą nad wodorem są w stanie wyprzeć wodór z kwasu. Innymi słowy, 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. Może się również zdarzyć, że metale reaktywne ulegają pasywacji. Najbardziej taką znaną reakcją jest reakcja glinu ze stężonym kwasem azotowym, gdzie glin pokrywa się ściśle przylegającym do powierzchni metalu tlenkiem glinu i jego dalsza reakcja nie jest możliwa). oraz reakcja ołowiu ze stężonym kwasem siarkowym, gdzie ołów pokrywa się siarczanem ołowiu, który nie dopuszcza kwasu siarkowego do powierzchni metalu.
Cu + HCl → reakcja nie zachodzi (miedź w szeregu aktywności metali leży za wodorem)
Al + HNO3 stęż. → reakcja nie zachodzi
Pb + H2SO4 stęż. → reakcja nie zachodzi
3. Metal + zasada
2Al +2H2O + 2NaOH → 2NaAlO2 + 3H2
Reakcji tej ulegają jedynie nieliczne metale (Al, Zn)
4. Metal + sól
Zn + 2AgNO3 → Zn(NO3)2 + 2Ag
Fe + CuSO4 → FeSO4 + 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 → CuCl2 + H2O
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
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.
6. Tlenek metalu +  Bezwodnik kwasowy
CaO + CO2 → CaCO3
MgO + SO3 → MgSO4
Bezwodnik kwasowy - czyli tlenek, który rozpuszczony w wodzie tworzy kwas, a więc musi to być tlenek niemetalu, ewentualnie tlenek metalu na najwyższym stopniu utlenienia (patrz reakcje tlenek metalu + wodorotlenek )
7. Tlenek metalu + wodorotlenek
Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O
ZnO + 2KOH → K2ZnO2 + H2O
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 zasadowe |
tlenki amfoteryczne |
tlenki kwasowe |
| MnO, Mn2O3 |
MnO2 |
Mn2O7 |
| CrO |
Cr2O3 |
CrO3 |
8. Wodorotlenek + kwas
NaOH + CH3COOH → CH3COONa + H2O
Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O
Wodorotlenki typu Me(OH) y. Z uwagi, że 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 od 1 do 3, 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
NaOH
KOH
CsOH |
Mg(OH)2
Ca(OH)2
Sr(OH)2
Ba(OH)2 |
Al(OH)3
Ga(OH)3 |
9. Wodorotlenek + bezwodnik kwasowy
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O
2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O
Tlenki pierwiastków z grup od 14 do 17, oraz tlenki metali na najwyższym stopniu utlenienia
10. Wodorotlenek + wodorotlenek
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2ZnO2 + 2H2O
11. Sól + kwas
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O
2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 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 HxEOz:
| z-x |
moc kwasu |
przykłady kwasów |
| 0 |
bardzo słabe |
HClO, H3BO3 |
| 1 |
słabe |
HClO2, H2CO3, R-CO2H |
| 2 |
mocne |
H2SO4, HNO3 |
| 3 |
bardzo mocne |
HClO4, HMnO4 |
Dla kwasów beztlenowych, w układzie okresowym, moc ich rośnie wraz ze wzrostem numeru grupy i numeru okresu.
Oto przykład wzrostu mocy kwasów w szeregu:
NH 3 ‹ H 2O ‹ HF (w roztworze niewodnym zgodnie z teorią kwasów i zasad Brønsteda-Lowry‚ego amoniak można również uważać za kwas)
HF ‹ HCl ‹ HBr ‹ HI
H 2O ‹ H 2S ‹ H 2Se ‹ H 2Te 12. Sól + wodorotlenek
CaCl2 + NaOH → Ca(OH)2 + 2NaCl
NH4Cl + KOH → KCl + NH3 + H2O
13. Sól + sól
AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3
BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2NaCl
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.
Oprócz podanych tutaj reakcji, istnieją specyficzne reakcje, które można zaliczyć do nietypowych i prawdziwe są jedynie dla wąskiej dość grupy pierwiastków. Być może słowny opis reakcji brzmi śmiesznie, ale te reakcje zachodzą
kwas + sól = sól + zasada
NaAlO2 + HCl + H2O → NaCl + Al(OH)3
Według takiego opisu zachodzą reakcje jedynie z metalami amfoterycznymi
kwas + kwas = sól + woda
H3AsO3 + 3HCl → AsCl3 + 3H2O
Według takiego opisu zachodzą reakcje jedynie z metalami amfoterycznymi, które wykazują jednakże silniejsze właściwości kwasowe niż zasadowe
|
Chemia Nieorganiczna 
