Sole – wzory, nazwy, reakcje i właściwości

Przedmiot: Chemia

Dodane: dzisiaj o 14:45

Sole – najważniejsze notatki

Sole to związki chemiczne zbudowane z kationów metalu lub kationu amonowego NH₄⁺ oraz anionów reszty kwasowej. Powstają najczęściej wtedy, gdy atomy wodoru w kwasie zostają zastąpione przez metal albo jon amonowy.

1. Czym są sole i jak je rozpoznawać

Sole składają się z: – kationu, czyli jonu dodatniego, np. Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Mg²⁺, Fe²⁺, Al³⁺, NH₄⁺, – anionu, czyli jonu ujemnego pochodzącego od kwasu, np. Cl⁻, SO₄²⁻, NO₃⁻, CO₃²⁻, PO₄³⁻.

Przykłady soli: – NaCl – chlorek sodu, – KNO₃ – azotan(V) potasu, – CaCO₃ – węglan wapnia, – CuSO₄ – siarczan(VI) miedzi(II), – FeCl₃ – chlorek żelaza(III), – NH₄Cl – chlorek amonu.

2. Wzory i nazwy soli

Nazwę soli tworzymy z dwóch części: – nazwy reszty kwasowej, – nazwy metalu w dopełniaczu.

Przykłady: – NaCl – chlorek sodu, – K₂S – siarczek potasu, – CaSO₄ – siarczan(VI) wapnia, – Na₂SO₃ – siarczyn(IV) sodu, – Mg(NO₃)₂ – azotan(V) magnezu, – Ca₃(PO₄)₂ – fosforan(V) wapnia, – FeSO₄ – siarczan(VI) żelaza(II), – Fe₂(SO₄)₃ – siarczan(VI) żelaza(III), – CuCl₂ – chlorek miedzi(II).

W nazwach soli kwasów tlenowych często podaje się stopień utlenienia pierwiastka centralnego: – HNO₃ → azotany(V), – H₂SO₄ → siarczany(VI), – H₂SO₃ → siarczyny(IV), – H₃PO₄ → fosforany(V), – H₂CO₃ → węglany.

Jak układać wzór soli: Trzeba dobrać indeksy tak, aby ładunek całej soli był równy zero.

Przykład: – jon glinu Al³⁺ i jon siarczanowy SO₄²⁻ Najmniejsza wspólna wielokrotność ładunków 3 i 2 to 6, więc: 2 × Al³⁺ = +6 3 × SO₄²⁻ = –6 Wzór soli: Al₂(SO₄)₃

3. Dysocjacja elektrolityczna soli

Dysocjacja elektrolityczna to rozpad substancji na jony pod wpływem wody.

Sole rozpuszczalne w wodzie są elektrolitami i rozpadają się na jony.

Przykłady: – NaCl → Na⁺ + Cl⁻ – K₂SO₄ → 2K⁺ + SO₄²⁻ – CaCl₂ → Ca²⁺ + 2Cl⁻ – Al(NO₃)₃ → Al³⁺ + 3NO₃⁻ – (NH₄)₂SO₄ → 2NH₄⁺ + SO₄²⁻

Ważne: – sole dobrze rozpuszczalne dysocjują łatwo, – sole nierozpuszczalne praktycznie nie dysocjują w roztworze, bo prawie się nie rozpuszczają.

4. Reakcje zobojętnienia

Reakcja zobojętnienia to reakcja kwasu z zasadą, w której powstaje sól i woda.

Schemat: kwas + zasada → sól + woda

Przykłady: – HCl + NaOH → NaCl + H₂O – H₂SO₄ + 2KOH → K₂SO₄ + 2H₂O – 2HNO₃ + Ca(OH)₂ → Ca(NO₃)₂ + 2H₂O – H₃PO₄ + 3NaOH → Na₃PO₄ + 3H₂O

Jest to jeden z najważniejszych sposobów otrzymywania soli.

5. Reakcje metali z kwasami

Niektóre metale reagują z kwasami, tworząc sól i wydzielając wodór.

Schemat: metal + kwas → sól + wodór

Przykłady: – Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑ – Mg + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂↑ – Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑

Ważne: – reagują metale bardziej aktywne od wodoru, – miedź, srebro i złoto nie reagują z większością rozcieńczonych kwasów w taki sposób.

6. Reakcje tlenków metali z kwasami

Tlenki metali o charakterze zasadowym reagują z kwasami, dając sól i wodę.

Schemat: tlenek metalu + kwas → sól + woda

Przykłady: – CuO + 2HCl → CuCl₂ + H₂O – MgO + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂O – CaO + 2HNO₃ → Ca(NO₃)₂ + H₂O

To także bardzo typowa metoda otrzymywania soli.

7. Reakcje wodorotlenków metali z tlenkami niemetali

Tlenki niemetali mają zwykle charakter kwasowy. Reagują z wodorotlenkami, tworząc sól i wodę.

Schemat: wodorotlenek + tlenek niemetalu → sól + woda

Przykłady: – 2NaOH + CO₂ → Na₂CO₃ + H₂O – Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃↓ + H₂O – 2KOH + SO₂ → K₂SO₃ + H₂O – 2NaOH + SO₃ → Na₂SO₄ + H₂O

To reakcje bardzo ważne, bo pokazują związek między tlenkami kwasowymi a kwasami.

8. Reakcje strąceniowe

Reakcje strąceniowe to takie reakcje zachodzące w roztworach wodnych, w których powstaje osad, czyli trudno rozpuszczalna sól.

Schemat: sól + sól → nowa sól nierozpuszczalna + inna substancja

Przykłady: – AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃ Powstaje biały osad chlorku srebra.

– BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl Powstaje biały osad siarczanu(VI) baru.

– CaCl₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃↓ + 2NaCl Powstaje biały osad węglanu wapnia.

– CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄ Tu powstaje osad wodorotlenku, ale sama reakcja też jest przykładem reakcji strąceniowej.

Aby przewidzieć, czy zajdzie reakcja strąceniowa, trzeba znać rozpuszczalność soli w wodzie.

9. Inne reakcje otrzymywania soli

a) Metal + niemetal – 2Na + Cl₂ → 2NaCl – Fe + S → FeS

b) Tlenek metalu + tlenek niemetalu – CaO + CO₂ → CaCO₃ – MgO + SO₃ → MgSO₄

c) Kwas + węglan Powstaje sól, woda i dwutlenek węgla. – 2HCl + CaCO₃ → CaCl₂ + H₂O + CO₂↑ – H₂SO₄ + Na₂CO₃ → Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑

d) Kwas + tlenek metalu – 2HCl + CuO → CuCl₂ + H₂O

e) Zasada + kwas – NaOH + HCl → NaCl + H₂O

f) Amoniak + kwas – NH₃ + HCl → NH₄Cl

10. Właściwości soli

Właściwości fizyczne: – sole są najczęściej ciałami stałymi o budowie krystalicznej, – zwykle mają wysokie temperatury topnienia, – wiele soli dobrze rozpuszcza się w wodzie, ale nie wszystkie, – roztwory wodne soli przewodzą prąd elektryczny, ponieważ zawierają jony, – niektóre sole mają charakterystyczne barwy: – CuSO₄ · 5H₂O jest niebieski, – KMnO₄ jest fioletowy, – sole żelaza mogą mieć zabarwienie zielone, żółte lub brunatne.

Właściwości chemiczne: – mogą ulegać dysocjacji elektrolitycznej, – reagują z innymi solami w reakcjach strąceniowych, – niektóre reagują z kwasami, zasadami lub metalami, – niektóre sole podczas ogrzewania ulegają rozkładowi.

Przykłady rozkładu: – CaCO₃ → CaO + CO₂ – 2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + H₂O + CO₂

11. Porównanie właściwości różnych soli

Chlorek sodu NaCl – biała, krystaliczna substancja, – dobrze rozpuszcza się w wodzie, – roztwór przewodzi prąd, – ma szerokie zastosowanie w żywności i przemyśle.

Węglan wapnia CaCO₃ – biała substancja, słabo rozpuszczalna w wodzie, – występuje w przyrodzie jako wapień, marmur, kreda, – reaguje z kwasami z wydzieleniem CO₂, – stosowany w budownictwie i przemyśle.

Siarczan(VI) miedzi(II) CuSO₄ – w postaci uwodnionej ma niebieską barwę, – dobrze rozpuszcza się w wodzie, – stosowany w chemii i niektórych środkach ochrony roślin.

Azotan(V) potasu KNO₃ – biała sól, dobrze rozpuszczalna w wodzie, – zawiera azot potrzebny roślinom, – stosowany jako nawóz.

Siarczan(VI) wapnia CaSO₄ – słabo rozpuszczalny w wodzie, – ważny w budownictwie, np. jako składnik gipsu.

12. Zastosowania soli

Sole mają bardzo szerokie zastosowanie w życiu codziennym, przemyśle, rolnictwie i medycynie.

Najważniejsze przykłady: – NaCl – sól kuchenna, konserwacja żywności, produkcja chemikaliów, – KNO₃, NH₄NO₃, sole fosforanowe – nawozy sztuczne, – CaCO₃ – produkcja cementu, wapna, kredy szkolnej, – CaSO₄ – gips, materiały budowlane, – CuSO₄ – odczynnik chemiczny, dawniej także środek grzybobójczy, – AgBr i inne sole srebra – zastosowanie specjalistyczne, – Na₂CO₃ – produkcja szkła, detergentów, – NaHCO₃ – soda oczyszczona, pieczenie, środki czyszczące, – KMnO₄ – środek utleniający, zastosowania laboratoryjne.

13. Najważniejsze informacje do zapamiętania

– Sól to związek zbudowany z kationu metalu lub NH₄⁺ oraz anionu reszty kwasowej. – Sole można otrzymywać różnymi metodami: z kwasów i zasad, metali i kwasów, tlenków i kwasów, wodorotlenków i tlenków niemetali, a także w reakcjach strąceniowych. – W reakcji zobojętnienia zawsze powstają sól i woda. – Sole rozpuszczalne w wodzie ulegają dysocjacji elektrolitycznej na jony. – Właściwości soli zależą od ich budowy i rozpuszczalności. – Sole mają bardzo duże znaczenie praktyczne: w kuchni, budownictwie, rolnictwie, przemyśle i laboratoriach.

14. Krótkie podsumowanie reakcji w formie schematów

– kwas + zasada → sól + woda – metal + kwas → sól + wodór – tlenek metalu + kwas → sól + woda – wodorotlenek metalu + tlenek niemetalu → sól + woda – sól + sól → nowa sól + nowa sól – kwas + węglan → sól + woda + CO₂ – metal + niemetal → sól – tlenek metalu + tlenek niemetalu → sól

15. Przykładowe zadania do przećwiczenia

1. Podaj nazwę soli CaCl₂. Odpowiedź: chlorek wapnia.

2. Zapisz dysocjację K₂SO₄. Odpowiedź: K₂SO₄ → 2K⁺ + SO₄²⁻

3. Uzupełnij reakcję: Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂

4. Uzupełnij reakcję: CaO + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₂O

5. Uzupełnij reakcję: 2NaOH + CO₂ → Na₂CO₃ + H₂O

6. Podaj produkt reakcji: AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃

Najkrótsza definicja soli: Sole to związki chemiczne powstałe przez zastąpienie wodoru w kwasie przez metal lub jon amonowy.