Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu www.szkolnictwo.pl Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu www.szkolnictwo.pl mogą być wykorzystywane przez jego Użytkowników wyłącznie w zakresie własnego użytku osobistego oraz do użytku w szkołach podczas zajęć dydaktycznych. Kopiowanie, wprowadzanie zmian, przesyłanie, publiczne odtwarzanie i wszelkie wykorzystywanie tych treści do celów komercyjnych jest niedozwolone. Plik można dowolnie modernizować na potrzeby własne oraz do wykorzystania w szkołach podczas zajęć dydaktycznych.

Spis treści Pojęcie soli Podział soli Ważniejsze kwasy – wartościowość reszt i nazewnictwo ich soli Aktywność metali Otrzymywanie soli reakcja metalu z kwasem reakcja wodorotlenku z kwasem reakcja tlenku metalu z kwasem reakcja wodorotlenku z tlenkiem kwasowym reakcja tlenku metalu z tlenkiem niemetalu reakcja metalu z niemetalem reakcja soli z kwasem reakcja metalu z solą reakcja wodorotlenku z solą reakcja soli z solą inne metody otrzymywania soli Podsumowanie Spis treści

A B n m M – oznacza symbol metalu R – oznacza wzór reszty kwasowej 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 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

Podział soli Hydroksosole to sole, w których część grup wodorotlenowych nie została zastąpiona resztami kwasowymi. W przyrodzie występują stosunkowo rzadko Wodorosole są pochodnymi kwasów wieloprotonowych, w których nie wszystkie atomy wodoru zostały zastąpione kationem metalu Np. :Mg(OH)Cl - chlorek hydroksomagnezu, [Al(OH)2]3PO4 - fosforan(V) dihydroksoglinu Np: wodorosiarczan (VI) sodu NaHSO4, diwodoroortofosforan(V) potasu KH2PO4. Sole obojętne zbudowane są z kationów metalu (kationu amonowego) i anionów reszty kwasowej 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.

Ważniejsze kwasy – wartościowość reszt i nazewnictwo ich soli Kwas siarkowy (VI) H2SO4 II SO4 siarczan (VI) Kwas azotowy (V) HNO3 I NO3 azotan (V) Kwas ortofosforowy (V) H3PO4 III PO4 ortofosforan (V) Kwas chlorowodorowy HCl I Cl chlorek Kwas siarkowodorowy H2S II S siarczek Kwas węglowy H2CO3 II CO3 węglan Kwas siarkowy (IV) H2SO3 II SO3 siarczan (IV) Kwas azotowy (III) HNO2 I NO2 azotan (III)

Aktywność metali Aktywność chemiczną metali określa się na podstawie możliwości wyparcia wodoru z roztworu kwasu przez dany metal. Wartości ujemne Szereg elektrochemiczny metali jest to zestawienie metali według wzrastających potencjałów normalnych. Potencjał normalnej elektrody wodorowej E0= 0 Każdy metal o niższym normalnym potencjale wypiera z roztworu metal o potencjale wyższym, np. Zn + Pb2+→ Zn2++ 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 Fe2+, Zn2+, Pb2+i Cu2+metali, ponieważ ulega pasywacji –pokrywa się warstewką ochronną swojego tlenku

Metale aktywniejsze od wodoru – potencjał ma wartość ujemną Przykłady pasywacji Al + HNO3 → nie zachodzi Al + H2SO4 stęż. → nie zachodzi Fe + HNO3 stęż. → nie zachodzi Glin nie reaguje z kwasem azotowym (V) i ze stężonym kwasem siarkowym (VI). Żelazo, chrom nie reagują ze stężonym kwasem HNO3, 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+→ Zn2++ H2↑ 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 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 HNO3 oraz stężony H2SO4 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.

Przykłady Reakcja utleniania Reakcja redukcji

Reakcje otrzymywania soli, charakterystyczne dla kwasów utleniających Kwasy utleniające posiadają resztę kwasową, która może ulegać redukcji. Należą do nich HNO3 oraz stężony H2SO4. Reakcje stężonego kwasu azotowego (V) z metalami mniej aktywnymi niż wodór (nie mogącymi wyprzeć wodoru z cząsteczki kwasu): Ag + 2HNO3 --> AgNO3 + NO2+ H2O Reakcje rozcieńczonego kwasu azotowego (V) z metalami mniej aktywnymi niż wodór:

4Zn + 10HNO3 →NH4NO3 + 4Zn(NO3)2 + 3H2O ( stężony HNO3). Reakcje stężonego kwasu siarkowego (VI) z metalami, mniej aktywnymi niż wodór: Cu + 2 H2SO4 --> CuSO4 + SO2 + 2 H2O Reakcja metalu aktywniejszego od wodoru ze stężonym H2SO4 Zn + 2H2SO4 → ZnSO4 +SO2 + 2H2O W przypadku HNO3 stopień redukcji azotu zależy przede wszystkim od aktywności metalu, warunków reakcji, stężenia kwasu.(NH3, N2O, NO, NO2) W reakcjach rozcieńczonego(1-2%)HNO3 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 HNO3 na zasadzie reakcji zobojętniania. Metale, które w normalnym warunkach praktycznie nie reagują z wodą, typu Zn, Fe, Ni, Pb zawsze reagują z HNO3 na zasadzie redukcji reszty kwasowej. 4Zn + 10HNO3 →NH4NO3 + 4Zn(NO3)2 + 3H2O ( stężony HNO3).

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): 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 Au3+ , co powoduje przebieg reakcji(1) w prawo i pomimo niekorzystnej wartości jej stałej równowagi zachodzi ona praktycznie do końca.

2. otrzymywanie soli – reakcja wodorotlenku z kwasem Reakcja zobojętniania polega na łączeniu się jonów wodorowych (hydroniowych H3O+) z jonami wodorotlenkowymi na niezdysocjowane cząsteczki wody. Przykłady

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→ MgCl2 + 2H2O 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 → AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 2HCl → Al(OH)Cl2 + 2H2O Al(OH)3 + HC l→ Al(OH)2Cl + H2O Jeśli kationy metalu nie zastąpiły wszystkich kwasowych atomów wodoru to powstają wodorosole. Na przykład : 2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O jednak gdy tylko jeden kation sodu wyprze kation wodoru, to powstanie wodorsól: NaOH + H2SO4 → NaHSO4 + H2O 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 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.

4. otrzymywanie soli – reakcja wodorotlenku metalu 4. otrzymywanie soli – reakcja wodorotlenku metalu z tlenkiem niemetalu Przykłady

5. otrzymywanie soli – reakcja tlenku metalu z tlenkiem niemetalu Tym sposobem można otrzymywać tylko sole kwasów tlenowych. Przykłady

6. otrzymywanie soli – reakcja metalu z niemetalem Jest to najprostszy sposób otrzymywania soli beztlenowych. Należy jednak pamiętać, iż nie wszystkie metale wejdą w powyższą reakcję. Przykłady Zn + Cl2 → ZnCl2 2Al + 3S → Al2S3

TLENEK METALU + TLENEK NIEMETALU KWAS + WODOROTLENEK KWAS + METAL KWAS + TLENEK METALU WODOROTLENEK + TLENEK NIEMETALU S Ó L ┼ TLENEK METALU + TLENEK NIEMETALU WODA WODÓR Metody otrzymywania soli METAL + NIEMETAL

Ag+ + NO3- + H+ + Cl- → AgCl ↓ + H+ + NO3- 7. otrzymywanie soli – reakcja soli z kwasem 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. Przykłady AgNO3 + HCl → AgCl ↓ + HNO3 Ag+ + NO3- + H+ + Cl- → AgCl ↓ + H+ + NO3- Ag+ + Cl- → AgCl ↓

8. otrzymywanie soli – reakcja metalu z solą 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. Przykłady Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag Cu + 2Ag+ → Cu2+ + 2Ag Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu Zn + Cu2+ + SO42- → Zn2+ + SO42- + Cu Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu 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 W reakcjach soli z zasadami są istotne tylko te procesy, w których powstaje osad Przykłady

Tabela rozpuszczalności soli Praktycznie nierozpuszczalna W r-rze zachodzą skomplikowane reakcje Rozpuszczalna Słabo rozpuszczalna Barwa odpowiada kolorowi roztworu lub osadu

10. otrzymywanie soli – reakcja soli z solą 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) Przykłady

Metody otrzymywania soli S Ó L

Tlenek metalu + wodorotlenek Dla dociekliwych Metal + zasada 2Al +2H2O + 2NaOH → 2NaAlO2 + 3H2 Reakcji tej ulegają jedynie nieliczne metale (Al, Zn) 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 kwas + kwas H3AsO3 + 3HCl → AsCl3 + 3H2O Według takiego opisu zachodzą reakcje jedynie z metalami amfoterycznymi, wykazującymi silniejsze właściwości kwasowe niż zasadowe

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 Reakcja zobojętniania. Tlenek metalu +tlenek kwasowy Sól Tylko dla soli kwasów tlenowych Zasada +tlenek kwasowy

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.

Bibliografia 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.jpg http://mwalnik.wodip.opole.pl/chemia/reakcje_met/reakcje_met.html