Wydawałoby się, że odczyn będzie obojętny, bo przecież mieszam coś kwasowego z czymś zasadowym, ale gdyby to było tak proste, to czy powstałby na ten temat osobny artykuł? Zaczniemy jednak od czegoś innego, a mianowicie nauczymy się jak ocenić odczyn (pH) roztworu soli.
1. Jakie jest pH roztworu soli, czyli szukamy kwasu i zasady
Ocena pH soli jest bardzo łatwa, bo wystarczy powiedzieć z jakiego kwasu i jakiego wodorotlenku powstała dana sól. Oczywiście najlepiej na przykładach, więc zaczynamy :
NaCl ⇒ pochodzi od NaOH oraz HCl
Wodorotlenek sodu jest mocną zasadą, a kwas solny jest mocnym kwasem. Można zatem powiedzieć, że ich efekty się zerują, a sama sól będzie w takim razie obojętna.
NaF ⇒ pochodzi od NaOH oraz HF
Wodorotlenek sodu jest mocną zasadą, a kwas fluorowodorowy jest słabym kwasem. W takim razie przeważa moc zasady, a sam związek jest zasadowy. Uwaga − to niestety nie jest wystarczające.
Odczyn (pH roztworu) musimy potrafić uzasadnić to odpowiednim równaniem reakcji.
Typowe maturalne polecenie, więc skup się na tym!
NaF ⟶ Na+ + Fー (ten etap zachodzi całkowicie, bo sole są mocnymi elektrolitami[1])
Fー + H2O ⟶ HF + OHー (powstające jony OHー świadczą o zasadowym charakterze)
NH4Cl ⇒ pochodzi od NH4OH[2] oraz HCl
Wodorotlenek amonu jest słaba zasadą, a kwas solny jest mocnym kwasem. W takim razie przeważa moc kwasu, a sam związek jest kwasowy. Wiemy jednak, że to nie wystarczy. Musimy potrafić uzasadnić to odpowiednim równaniem reakcji.
NH4Cl ⟶ NH4+ + Clー (ten etap zachodzi całkowicie, bo sole są mocnymi elektrolitami)
NH4+ ⟶ NH3 + H+ (powstające jony H+ świadczą o kwasowym charakterze)
Co tutaj się w ogóle stało? Zaczniemy od soli NaF.
A teraz czas na tzw. salmiak, czyli NH4Cl :
Pozostaje jeszcze jedno pytanie − dlaczego nie piszemy reakcji z wodą dla jonów, które pochodzą od mocnych kwasów czy zasada, a więc np. dla Na+ czy Clー? Odpowiedź jest bardzo prosta – ponieważ wtedy powstałyby odpowiednio NaOH oraz HCl, które są przecież mocnymi elektrolitami i dysocjują w stu procentach. Nie możemy zatem napisać reakcji odwrotnej, bo byśmy sami sobie zaprzeczali!
Skoro są zarówno mocne i słabe kwasy jak i zasady to szybko można ustalić, że są generalnie cztery różne możliwości, z jakimi możemy się spotkać. Przeanalizujmy każdy po kolei w formie tabeli :
| Przykład soli | Pochodzi od | pH (odczyn) | Reakcja potwierdzająca odczyn (w formie jonowej) |
| NaCl | mocnej zasady (NaOH) i mocnego kwasu (HCl) | pH = 7 obojętny | brak |
| NH4F | słabej zasady (NH4OH) i słabego kwasu (HF) | pH ≅ 7 obojętny [3] | patrz dodatkowy komentarz[3] |
| NH4Cl | słabej zasady (NH4OH) i mocnego kwasu (HCl) | pH < 7 kwasowy | NH4Cl ⟶ NH4+ + Clー NH4+ ⟶ NH3 + H+ |
| NaF | mocnej zasady (NaOH) i słabego kwasu (HF) | pH > 7 zasadowy | NaF ⟶ Na+ + Fー Fー + H2O ⟶ HF + OHー |
Zaczęliśmy właśnie od soli, bo przecież to one będą powstawać podczas reakcji kwasów z zasadami. Dlatego jest to kluczowe, aby przewidzieć jaki będzie odczyn soli.
2. Ważna jest ilość i jakość
To chyba nie wymaga tłumaczenia − jeśli do basenu z bardzo słabym kwasem wrzucimy kropelkę wodorotlenku (mocnej zasady), to chyba niespecjalnie będzie miało to znaczenie. Dlatego też zadania, w których trzeba ocenić pH danej mieszaniny często wiąże się z obliczaniem liczby moli kwasu i zasady, które zostały użyte w reakcji. Jeśli już to ustalimy, to musimy ocenić czy użyte ilości reagentów są stechiometryczne czy też nie.
3. pH roztworu mocny kwas + mocna zasada
Zaczniemy od klasyka :
HCl + NaOH ⟶ NaCl + H2O
| Stechiometria | Odczyn (pH) | Wyjaśnienie |
| nHCl = nNaOH | obojętny (pH = 7) | Powstała obojętna sól NaCl. Nie ma już ani kwasu, ani zasady. |
| nHCl > nNaOH | kwasowy (pH < 7) | Po reakcji pozostał kwas (użyty w nadmiarze). |
| nHCl < nNaOH | zasadowy (pH > 7) | Po reakcji pozostał wodorotlenek (użyty w nadmiarze). |
Oczywiście musisz uważać na stechiometrię reakcji. Tutaj typowo, aby utrudnić Wam zadanie, to dostaniecie reakcję np. kwasu azotowego z wodorotlenkiem baru, aby stechiometria reakcji wynosiła 2 : 1. Tutaj zamiast robić to ogólnie, to przyjmiemy przykładowe liczby moli[4] . Spójrzmy :
2HNO3 + Ba(OH)2 ⟶ Ba(NO3)2 + 2H2O
| Stechiometria | Obliczenia (liczby moli po reakcji)* | Odczyn (pH) | Wyjaśnienie |
| ➤ nHNO3 = 2 ➤ nBa(OH)2 = 1 | ➤ nHNO3 = 0 ➤nBa(OH)2 = 0 | obojętny (pH = 7) | Reakcja przebiega stechiometrycznie. Powstała obojętna sól Ba(NO3)2 |
| ➤ nHNO3 = 2,5 ➤ nBa(OH)2 = 1 | ➤ nHNO3 = 0,5 ➤nBa(OH)2 = 0 | kwasowy (pH < 7) | Po reakcji pozostał kwas (użyty w nadmiarze). |
| ➤ nHNO3 = 1,5 ➤ nBa(OH)2 = 1 | ➤ nHNO3 = 0 ➤nBa(OH)2 = 0,25 | zasadowy (pH > 7) | Po reakcji pozostał wodorotlenek (użyty w nadmiarze). |
*Komentarz : są to zwykłe obliczenia stechiometryczne. Dlaczego w tabeli natomiast nie są uwzględnione azotan baru oraz woda? Ponieważ oba związki są obojętne (pH = 7), zatem ,,nie wpływają na odczyn roztworu” i wystarczy tylko ustalić czy po reakcji zostało trochę kwasu lub zasady.
W ostatnim przykładzie mogłoby się wydawać, że kwas jest w nadmiarze (bo jest go 1,5 mola, a wodorotlenku tylko 1 mol), ale w jeśli spojrzymy na równanie reakcji, to widać, że na 1 mol wodorotlenku potrzeba aż dwóch moli kwasu, więc okazuje się, że wodorotlenku jest za dużo i dlatego odczyn jest zasadowy.
4. pH roztworu mocny kwas + słaba zasada
Zmieszajmy ze sobą mocny kwas solny i słabą zasadę, czyli klasyczny amoniak :
HCl + NH3 ⟶ NH4Cl
| Stechiometria | Odczyn (pH) | Wyjaśnienie |
| nHCl = nNH3 | kwasowy (pH < 7) | Powstała kwaśna sól NH4Cl. NH4+ ⟶ NH3 + H+ |
| nHCl > nNH3 | kwasowy (pH < 7) | Po reakcji pozostał kwas (użyty w nadmiarze) i powstała kwaśna sól. |
| nHCl < nNH3 | ? | Odczyn może być kwasowy, obojętny czy zasadowy, a wszystko zależy od użytych ilości reagentów. Powstanie roztwór buforowy[5]. |
5. pH roztworu słaby kwas + mocna zasada
Zareagujmy ze sobą słaby kwas fluorowodorowy z wodorotlenkiem sodu, który jest oczywiście mocną zasadą :
HF + NaOH ⟶ NaF + H2O
| Stechiometria | Odczyn (pH) | Wyjaśnienie |
| nHF = nNaOH | zasadowy (pH > 7) | Powstała zasadowa sól NaF. Fー + H2O ⟶ HF + OHー |
| nHF < nNaOH | zasadowy (pH > 7) | Po reakcji pozostała zasada (użyta w nadmiarze)i powstała zasadowa sól. |
| nHF > nNaOH | ? | Odczyn może być kwasowy, obojętny czy zasadowy, a wszystko zależy od użytych ilości reagentów. Powstanie roztwór buforowy[5]. |
6. pH roztworu słaby kwas + słaba zasada
Zmieszajmy ze sobą słaby kwas fluorowodorowy ze słabą zasadą, czyli amoniakiem.
HF + NH3 ⟶ NH4F
Sytuacja jest generalnie dość skomplikowana i stanowi raczej przedmiot zainteresowania Olimpiady Chemicznej. Tutaj nawet jeśli zmieszalibyśmy 1 mol kwasu z 1 molem zasady to odczyn wcale nie byłby obojętny, ponieważ wszystko zależy od stałych kwasowych i zasadowych.
[1] Chyba, że oczywiście są słabo/trudnorozpuszczalne. Wtedy nie dysocjują.
[2] My oczywiście wiemy już z poprzedniego artykułu, że NH4OH jest nietrwały, analogicznie jak kwas węglowy H2CO3 i trzeba by to rozpisać na NH3 + H2O, ale amoniak to oczywiście słaba zasada.
[3] Jeśli chodzi o mieszaninę słabego kwasu ze słabą zasadą to akurat sprawa jest dosyć skomplikowana – to akurat jest zagadnienie z zakresu II/III etapu Olimpiady Chemicznej, przy czym mówimy już o konkretnym obliczaniu pH takiej soli w zależności od jej stężenia oraz stałych dysocjacji Ka oraz Kb . Tego typu zadania można dla ciekawości podpatrzeć tutaj (kliknij).
[4] W zadaniu pewnie będzie to nieco ,,utrudnione”, czyli zamiast wprost podawać liczby moli to będą podane masy (gramy) lub kombinacja stężenia i objętości. W obu przypadkach najlepiej zacząć od obliczenia liczby moli.
[5] Ustalanie pH buforów wykracza poza program matury rozszerzonej.
