pH wodorosoli

14 0

Możesz zwiększyć swoją szansę na wysoki wynik z matury z chemii (90% i więcej) dzięki najlepszemu kursowi online w Polsce. Więcej informacji w linku.

 KLIKNIJ

Przedstawiam Wam 2 wersje tego artykułu: BASIC oraz FULL.  Wersja BASIC wystarczy aby móc praktycznie określać odczyny wodorosoli, natomiast wersja FULL wyjaśnia zagadnienie kompleksowo.

WERSJA BASIC – pH wodorosoli

• Jeżeli wodorosól zawiera w swoim składzie kation od mocnej zasady, to o odczynie wodorosoli decyduje wodoroanion. Odczyn roztworu takiej wodorosoli będzie kwasowy, jeżeli ten wodoroanion chętniej dysocjuje niż hydrolizuje, lub będzie zasadowy, jeżeli ten wodoroanion chętniej hydrolizuje niż dysocjuje. Na poziomie liceum wystarczy zapamiętać tylko trzy wodoroaniony, które mają większą tendencję do dysocjacji aniżeli hydrolizy. Są to jony: HSO₃^–, HSO₄^–, H₂PO₄^–. Pozostałe wodoroaniony będą natomiast miały większą tendencję do hydrolizy. Rozważmy kilka przykładów:

– Roztwór KHSO₃ : roztwór tej wodorosoli wykaże odczyn kwasowy, ponieważ zawiera wspomniany jon HSO₃^– dla którego przeważa dysocjacja. Równanie, które to obrazuje można zapisać jako:

HSO₃^–  + H₂O => SO₃^2- + H₃O⁺

Oczywiście, jon ten będzie ulegał również hydrolizie:

HSO₃^– + H₂O => H₂SO₃ + OH^–

Ale z uwagi na to, że dominuje dysocjacja, to odczyn będzie kwasowy.

– Roztwór Na₂HPO₄: roztwór tej wodorosoli wykaże odczyn zasadowy, ponieważ dla HPO₄^2- przeważa proces hydrolizy (jon ten nie należy do wspomnianej wcześniej trójki). Za odczyn będzie odpowiedzialne następujące równanie reakcji:

HPO₄^2- + H₂O => H₂PO₄^– + OH^–

Oczywiście jon ten też w pewnym stopniu może ulegać dysocjacji, wg równania:

HPO₄^2- + H₂O => PO₄^3-+ H₃O⁺

Jednak w przypadku roztworu tej wodorosoli dominuje proces hydrolizy, więc odczyn będzie zasadowy.

– Roztwór KHCO₃: roztwór tej wodorosoli wykaże odczyn zasadowy, bo podobnie jak przed chwilą jon (HCO₃^–) chętniej hydrolizuje wg równania:

HCO₃^– + H₂O => H₂CO₃ + OH^–

Oczywiście pewna część wodorojonu może dysocjować:

HCO₃^– + H₂O => CO₃^2- + H₃O⁺

Z uwagi jednak na dominację procesu hydrolizy, odczyn roztworu będzie zasadowy.

• Jeżeli wodorosól zawiera w swoim składzie kation słabego wodorotlenku, to odczyn takiej wodorosoli będzie zależał od tego, czy kation pochodzący od tej wodorosoli chętniej hydrolizuje, czy może chętniej hydrolizuje wodoroanion z tej wodorosoli. Takich przypadków bez tekstu źródłowego nie analizujemy na poziomie liceum. Dokładniejsze wyjaśnienie tego zagadnienia znajduje się poza tym w wersji FULL.

WERSJA FULL – pH wodorosoli

Określanie odczynu roztworu soli jest od bardzo dawna jednym z (top 10) zagadnień maturalnych. Wraz z rewolucyjnymi zmianami wprowadzonymi na maturze po 2011r., coraz większy nacisk kładzie się na określanie odczynu, ale roztworu wodorosoli.  (Przykłady: zad. 17 – matura 2016, nowy program; zad. 15 -matura OKE Kraków kwiecień 2017; zad 21 -czerwiec 2016, nowy program). Wg mnie szansa, że na następnej maturze pojawi się to zagadnienie jest bardzo wysoka. Z uwagi na zostające w tyle za nowymi trendami treści podręczników, postaram się wytłumaczyć to zagadnienie. Zanim przystąpisz do dalszej lektury, musisz znać zagadnienia: Stała dysocjacji, hydroliza soli.

1. Stała dysocjacji kwasowej (Ka) i stała dysocjacji zasadowej (Kb).

Na samym początku warto powiedzieć, że słowo „hydroliza” nie za bardzo sprawdza się w przypadku wodorosoli. Aby analizować odczyn r-rów(roztworów) wodorosoli należy wprowadzić dwa podstawowe pojęcia, które ułatwią dalsza analizę, tzn. stałą dysocjacji kwasowej (Ka) oraz stałą dysocjacji zasadowej (Kb).

Pierwszą z nich (Ka), stosuje się do określania tego jak łatwo dana cząsteczka w reakcji z wodą prowadzi do powstania jonów H₃O⁺. Stałą tą stosuje się w przypadku dysocjacji kwasów (bo to one przecież dostarczają jonów H₃O⁺, bądź dla hydrolizy kationów pochodzących od słabych wodorotlenków). Dla przykładu możemy zapisać dysocjację słabego kwasu fluorowodorowego:

HF + H₂O <=> H₃O⁺ + F^–

Wzór na stałą dysocjacji kwasowej tego związku przyjmie postać:

We wzorze tym pomijamy stężenie wody z uwagi na to, że jest ono wartością bardzo dużą i jednocześnie niezmienną. Tak naprawdę dla każdej reakcji toczącej się w roztworze wodnym należy pominąć stężenie wody we wzorze na stałą. Stała dysocjacji dla kwasu fluorowodorowego przyjmuje wartość 0,00063.

Drugą wartością jest natomiast Kb, czyli stała dysocjacji zasadowej, która określa jak łatwo dana cząsteczka w reakcji z wodą powoduje wzrost w roztworze jonów OH^–. Stałą tą stosujemy w przypadku dysocjacji wodorotlenków (bo to przecież one są naturalnymi rezerwuarami jonów OH^–, bądź dla hydrolizy anionów pochodzących od słabych kwasów). Ciekawym przykładem związku o charakterze zasadowym jest wodorotlenek amonu (woda amoniakalna), dla którego reakcja dysocjacji wygląda następująco:

NH₃ + H₂O <=> NH₄⁺ + OH^–

Wzór na stałą dysocjacji zasadowej przyjmuje znaną nam postać:

Natomiast wartość Kb dla wodorotlenku amonu przyjmuje wartość 0,000018. Porównując wartości Ka dla HF i Kb dla NH₄OH widzimy, że kwas fluorowodorowy łatwiej dysocjuje na kationy H⁺, niż amoniak wprowadza do wody jony OH^–.  (0,00063 dla HF i 0,000018 dla NH₄OH). W tym momencie pojawia się pewien dysonans. Skoro kwas fluorowodorowy i woda amoniakalna są słabe, to z zasad hydrolizy wiemy, że sól wytworzona przez ich połączenie, czyli NH₄F powinna mieć odczyn obojętny. Wszystko zależy jednak jak bardzo szczegółowo patrzymy na to zagadnienie.

Skoro fluorek amonu (NH₄F) zawiera zarówno słaby kwas jak i słabą zasadę, to możemy przyjąć, że odczyn roztworu wodnego tej soli będzie mniej więcej obojętny.

Jeżeli jednak spojrzymy szczegółowiej, to okaże się że kwas fluorowodorowy jest troszeczkę mocniejszy od wodorotlenku amonu (pomimo że obydwa są słabymi elektrolitami), stąd odczyn soli stworzonej przez ich połączenie będzie minimalnie kwasowy (pH = ok. 6). Widzimy więc, że określanie odczynu soli złożonej ze słabego kwasu i słabej zasady jest kwestią arbitralną. Możemy powiedzieć tak:

• odczyn NH₄F jest mniej więcej obojętny (jeżeli nie mamy dostępu do stałych dysocjacji, by dokładnie porównać moc tych elektrolitów)
• Odczyn NH₄F jest minimalnie kwasowy (jeżeli porównamy z tablic wartości stałych dysocjacji).

2. Określanie odczynu roztworu wodorosoli zawierającego kation mocnej zasady.

Przejdźmy teraz do oceniania odczynów roztworów wodorosoli, np.: wodorosiarczanu (IV) sodu, czyli NaHSO₃. Wydawać by się mogło, że skoro sól ta stanowi połączenie kationu silnego wodorotlenku (który nie może ulegać hydrolizie – dysocjacji kationowej) oraz anionu słabego kwasu (który hydrolizie – dysocjacji zasadowej może ulegać), to odczyn tej soli będzie zasadowy. Nic bardziej mylnego, odczyn wodny tej soli jest kwasowy!!!. Skąd to się bierze?

Kation sodu nie może ulegać hydrolizie, gdyż wywodzi się od mocnego wodorotlenku. Stąd nie musimy go brać pod uwagę. Natomiast jon HSO₃^– może tak naprawdę ulegać dwóm zjawiskom: dysocjacji kwasowej oraz dysocjacji zasadowej. To, które z tych zjawisk przeważa, decyduje o odczynie ostatecznym wodorosoli. Równanie dysocjacji zasadowej (Kb) (hydrolizy) tego anionu przyjmuje postać:

HSO₃^– + H₂O <=> H₂SO₃ + OH^–

Z kolei równanie dysocjacji kwasowej (Ka) (dysocjacji) wygląda następująco:

HSO₃^– + H₂O <=> SO₃^2- + H₃O⁺           

Oto wartości stałej dysocjacji kwasowej i zasadowej dla tego jonu:

K_a= 6,3 x 10^-8

K_b= 7,14 x 10^-13

Dla jonu tego Ka>Kb, czyli odczyn takiej wodorosoli będzie kwasowy.

Rozważmy inny przykład, tj.  KHCO_3, czyli wodorowęglan potasu. Jon K⁺ nie może ulegać hydrolizie. Natomiast jon HCO₃^– może ulegać podobnie jak wcześniej dysocjacji kwasowej:

HCO₃^– + H₂O <=> CO₃^2- + H₃O⁺

oraz dysocjacji zasadowej:

HCO₃^– + H₂O <=> H₂CO₃+ OH^–

Z uwagi na to, że dla jonu wodorowęglanowego przeważa dysocjacja zasadowa, to odczyn takiej soli będzie zasadowy. Pytanie, dla których wodoroanionów przeważa dysocjacja kwasowa, a dla których zasadowa? Zapamiętajcie te trzy jony: H₂PO₄^– _, HSO₄^–_, HSO₃^–. Dla nich zawsze w przewadze będzie dysocjacja kwasowa, więc odczyny wodorosoli przez nie tworzonych będą zawsze kwasowe.

3. Określanie odczynu roztworu wodorosoli zawierającego kation słabego wodorotlenku.

Co natomiast w przypadku połączenia kationu słabego wodorotlenku z wodoroanionem słabego kwasu? W takich przypadkach sprawa się komplikuje. Rozważmy przykład wodorowęglanu amonu, czyli NH₄HCO_3. Już wiemy, że HCO₃^– chętniej ulega dysocjacji zasadowej wg równania:

HCO₃^– + H₂O <=> H₂CO₃+ OH^–

Natomiast jon NH₄⁺ może ulegać jedynie dysocjacji kwasowej (hydrolizie) wg równania:

NH₄⁺ + H₂O  <=> NH₃ + H₃O⁺

Wartość Kb dla  HCO₃^– K_a= 2,32 x 10^-8

Wartość Ka dla NH₄⁺ K_a= 5,55 x 10^-10

Widzimy więc, że wartość stałej dysocjacji zasadowej HCO₃^– jest większa od wartości stałej dysocjacji kwasowej (hydrolizy) jonu NH₄⁺, stąd odczyn tej soli będzie lekko zasadowy.

Podsumowując,

• odczyny wodorosoli zawierających jony H₂PO₄^– _, HSO₄^–_, HSO₃^– oraz kationy mocnych wodorotlenków zawsze będą kwasowe.
• odczyny wodorosoli zawierających pozostałe wodoroaniony oraz kationy mocnych wodorotlenków będą zawsze zasadowe
• aby określić odczyn wodorosoli złożonej ze słabego wodoroanionu oraz kationu pochodzącego od słabego wodorotlenku, należy porównać wartości Ka i Kb.

Jak obliczać Ka jeżeli znamy Kb i na odwrót, pokażę w kolejnych artykułach. Są to pojęcia trudne i wymagające wysokiej analizy myślowej. Polecam kilkukrotnie przeczytać ten artykuł i na spokojnie samemu przemyśleć. Pozdrawiam.

Pozdrawiam,

Łukasz Lijewski – AKADEMIA CHEMII

Wszelkie prawa zastrzeżone!!!

Zamieszczanie jakichkolwiek fragmentów tego artykułu w innych publikacjach i stronach internetowych bez zgody autora jest zabronione.

About Post Author

Łukasz Lijewski

lijewskilukasz@gmail.com

Happy

15 79 %

Sad

0 0 %

Excited

3 16 %

Sleepy

0 0 %

Angry

0 0 %

Surprise

1 5 %