ChemQ

30 min

Właściwości soli kwasowych

Dysocjacja, odczyn i najważniejsze reakcje soli kwasowych.

Teoria

Najważniejsze właściwości soli kwasowych

Sole kwasowe zawierają kation metalu albo jon amonowy oraz anion reszty kwasowej, w którym pozostał jeszcze atom wodoru. Powstają zwykle podczas częściowego zobojętniania kwasów wieloprotonowych. Aby w soli mógł pozostać atom wodoru zdolny do dalszej dysocjacji, wyjściowy kwas musi być wieloprotonowy. Dlatego kwasy jednoprotonowe, takie jak HCl, HNO₃ i CH₃COOH, nie tworzą soli kwasowych.

Atom wodoru w anionie nie oznacza automatycznie kwasowego odczynu roztworu. Odczyn zależy od rodzaju anionu i kationu: NaHSO₄ zakwasza wodę, NaHCO₃ daje roztwór słabo zasadowy, a niektóre roztwory soli kwasowych są bliskie obojętnym. Słabo zasadowy odczyn roztworu NaHCO₃ wynika z hydrolizy anionowej.

Sole kwasowe zwykle lepiej rozpuszczają się w wodzie niż odpowiadające im sole obojętne. Warto o tym pamiętać, ponieważ tabele rozpuszczalności nie zawsze podają rozpuszczalność soli kwasowych.

1

Dysocjacja elektrolityczna soli kwasowych

Schemat 1

sól kwasowa → kation metalu lub jon amonowy + anion wodorowy reszty kwasowej

Przykład 1

NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃⁻

Schemat 2

NaHCO₃: dysocjacja soli, a następnie dalsza dysocjacja anionu wodorowęglanowego

Przykłady

1. NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃⁻

2. HCO₃⁻ ⇄ H⁺ + CO₃²⁻

Schemat 3

NaH₂PO₄: dysocjacja soli, a następnie dwa kolejne etapy dysocjacji anionu diwodorofosforanowego(V)

Przykłady

1. NaH₂PO₄ → Na⁺ + H₂PO₄⁻

2. H₂PO₄⁻ ⇄ H⁺ + HPO₄²⁻

3. HPO₄²⁻ ⇄ H⁺ + PO₄³⁻

Warunki, ograniczenia i dodatkowe informacje

  • Dysocjacja soli i dalsza dysocjacja reszty kwasowej to dwa różne procesy. Najpierw sól rozpada się na kation i anion; następnie anion oddaje kolejne protony na odpowiednim etapie dysocjacji kwasu.
  • Dysocjacja kolejnych protonów jest odwracalna i zwykle słabsza na każdym następnym etapie. Dlatego zapisano ją strzałką równowagi.
  • W roztworach takich soli obok dalszej dysocjacji może zachodzić hydroliza. To ona wyjaśnia między innymi słabo zasadowy odczyn roztworu NaHCO₃.
2

Reakcja z zasadą

Schemat 1

sól kwasowa + zasada → sól obojętna + woda

Przykład 1

NaHSO₄ + NaOH → Na₂SO₄ + H₂O

Schemat 2

sól kwasowa + odpowiednia ilość zasady → sól o mniejszej liczbie atomów wodoru w anionie + woda

Przykłady

1. NaHCO₃ + NaOH → Na₂CO₃ + H₂O

2. NaH₂PO₄ + NaOH → Na₂HPO₄ + H₂O

3. Na₂HPO₄ + NaOH → Na₃PO₄ + H₂O

Warunki, ograniczenia i dodatkowe informacje

  • Każdy jon OH⁻ może zobojętnić jeden atom wodoru pozostały w anionie soli kwasowej.
  • Ostateczny produkt zależy od stosunku molowego reagentów. Przy częściowym zobojętnieniu wieloprotonowego kwasu może powstać inna sól kwasowa, a nie od razu sól obojętna.
3

Reakcja z kwasem

Schemat 1

sól kwasowa + mocniejszy kwas → produkty zależne od anionu

Przykład 1

NaHCO₃ + HCl → NaCl + CO₂↑ + H₂O

Schemat 2

wodorowęglan + mocniejszy kwas → sól + CO₂↑ + woda

Przykłady

1. NaHCO₃ + HCl → NaCl + CO₂↑ + H₂O

2. Ca(HCO₃)₂ + 2HCl → CaCl₂ + 2CO₂↑ + 2H₂O

Schemat 3

wodorosiarczyn(IV) + mocniejszy kwas → sól + SO₂↑ + woda

Przykład 3

NaHSO₃ + HCl → NaCl + SO₂↑ + H₂O

Warunki, ograniczenia i dodatkowe informacje

  • Reakcje wodorowęglanów i wodorosiarczynów(IV) z kwasami zachodzą łatwo, ponieważ powstają nietrwałe kwasy, które rozpadają się z wydzieleniem gazu.
4

Rozkład termiczny wybranych soli kwasowych

Schemat 1

sól kwasowa → produkty zależne od rodzaju soli

Przykład 1

2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O

Schemat 2

wodorowęglan metalu → węglan metalu + CO₂↑ + woda

Przykłady

1. 2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O

2. Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃↓ + CO₂↑ + H₂O

3. NH₄HCO₃ → NH₃↑ + CO₂↑ + H₂O

Schemat 3

wodorosiarczan(VI) metalu alkalicznego → pirosiarczan(VI) metalu + woda

Przykład 3

2NaHSO₄ → Na₂S₂O₇ + H₂O

Warunki, ograniczenia i dodatkowe informacje

  • Podane równania wymagają ogrzewania, choć oznaczenie tego warunku pozostawiono w opisie, a nie w samych schematach.
  • Produkty zależą od rodzaju soli. Nie należy automatycznie stosować schematu wodorowęglanów do wszystkich soli kwasowych.