Kwasy, wodorotlenki i sole – przewodnik do matury z chemii

Kwasy, wodorotlenki i sole to fundament chemii nieorganicznej – bez nich nie da się rozwiązać zadań o reakcjach w roztworach, o pH ani o wytrącaniu osadów. Na Biomist piszemy o nich dużo i często pod prąd szkolnym uproszczeniom: czy Ca(OH)₂ dysocjuje, czy istnieją „metale amfoteryczne”, dlaczego miedź reaguje ze stężonym kwasem siarkowym, choć jest za wodorem w szeregu aktywności. Ta strona porządkuje te teksty w kolejności nauki i łączy je z zadaniami na matura.biomist.pl.

Działy: Tlenki i ich charakter · Kwasy · Wodorotlenki i amfoteryczność · Sole i rozpuszczalność · Wypieranie i reakcje w roztworach · Najczęstsze błędy

1. Tlenki – od nich zaczyna się podział

Tlenki dzielimy na kwasowe, zasadowe, amfoteryczne i obojętne, a ich charakter zmienia się w układzie okresowym w przewidywalny sposób: od zasadowych tlenków metali aktywnych, przez amfoteryczne na granicy metali i niemetali, po kwasowe tlenki niemetali. Ten sam pierwiastek na różnych stopniach utlenienia może tworzyć tlenki o różnym charakterze – dobrym przykładem jest mangan.

• Układy okresowe pierwiastków – nasz układ z charakterem chemicznym tlenków do pobrania
• Tlenki i wodorotlenki amfoteryczne – lista, reakcje i doświadczenie
• Czy CO jest tlenkiem obojętnym?

Sprawdź się: Tlenki – zadania otwarte.

2. Kwasy

W ujęciu szkolnym (Arrheniusa) kwas to substancja, która w wodzie dysocjuje z odszczepieniem kationów wodoru. Moc kwasu zależy od tego, w jakim stopniu ulega dysocjacji – i warto pamiętać, że kwasy wieloprotonowe dysocjują stopniowo, a kolejne etapy są coraz słabsze. W reakcjach z metalami najważniejsze jest rozróżnienie kwasów nieutleniających (HCl, rozcieńczony H₂SO₄) i utleniających (HNO₃, stężony H₂SO₄).

• Kwas siarkowy(VI) H₂SO₄ – wzór, właściwości, otrzymywanie i reakcje – kompendium
• H₂SO₄ – kwas mocny, czyli jaki? – dlaczego drugi etap dysocjacji nie jest całkowity
• Kwas węglowy H₂CO₃ – wzór, właściwości, reakcje i sole – kompendium
• H₂CO₃ czy CO₂ + H₂O? – jak zapisywać produkty w równaniach
• Prawda o reakcjach kwasów z metalami – wodór, tlenki azotu, SO₂ i pasywacja
• Dlaczego strącają się osady, a HI jest mocnym kwasem?

Sprawdź się: Kwasy – zadania otwarte.

3. Wodorotlenki, zasady i amfoteryczność

Zasadą nazywamy wodorotlenek rozpuszczalny w wodzie, ale rozpuszczalność i moc elektrolitu to dwie różne rzeczy. Ca(OH)₂ jest słabo rozpuszczalny, a mimo to ta jego część, która przeszła do roztworu, jest całkowicie zdysocjowana. Wodorotlenki amfoteryczne – na przykład Al(OH)₃ i Zn(OH)₂ – reagują zarówno z mocnymi kwasami, jak i z mocnymi zasadami, tworząc w tym drugim przypadku jony kompleksowe.

• Czy Ca(OH)₂ dysocjuje?
• Mg(OH)₂ – mocny czy słaby elektrolit?
• Tajemnica amfoteryczności – wodorotlenki amfoteryczne – dlaczego nie ma „metali amfoterycznych”
• Wodorotlenek miedzi(II) – odczynnik Trommera?
• Punkt izoelektryczny – amfoteryczność aminokwasów, przydatna też w chemii organicznej

Sprawdź się: Wodorotlenki – zadania otwarte.

4. Sole i rozpuszczalność

Sól powstaje między innymi w reakcji kwasu z zasadą, metalu z kwasem albo tlenku kwasowego z zasadowym. Oprócz soli obojętnych są wodorosole (np. NaHCO₃) i hydroksosole – i to właśnie one najczęściej mylą: „kwaśna” nazwa nie przesądza o odczynie roztworu. Do przewidywania, czy w roztworze wytrąci się osad, służy tabela rozpuszczalności, a do zadań ilościowych – krzywe rozpuszczalności.

• Sole – związki jonowe? – kiedy wiązanie w soli ma charakter kowalencyjny
• Wodorosole i hydroksosole, cz. I – dlaczego węglan „kwaśny” daje odczyn zasadowy
• Wodorosole i hydroksosole, cz. II
• Jak NIE używać tabeli rozpuszczalności? – 9 typowych błędów
• Krzywe rozpuszczalności – jak odczytać wykres i rozwiązywać zadania?
• Ałuny i sole Tuttona – sole podwójne i ich kryształy

Sprawdź się: Sole – zadania otwarte · Rozpuszczalność związków #1 · #2 · #3.

5. Wypieranie kwasów i zasad, reakcje soli w roztworach

Ogólna zasada brzmi: kwas mocniejszy wypiera słabszy z jego soli, a zasada mocniejsza – słabszą. W praktyce o tym, czy reakcja zajdzie, decyduje też lotność produktu, powstawanie osadu i stężenia reagentów, dlatego warto znać wyjątki. Ten dział łączy wszystko, czego nauczyłeś się wyżej, i jest podstawą zadań z zapisem równań w formie jonowej.

• O prawach rządzących wypieraniem się kwasów, cz. I
• O prawach rządzących wypieraniem się kwasów, cz. II
• O zasadach wypierania się zasad
• Reakcje soli w roztworach wodnych – kiedy i jak?
• Równania reakcji – postać jonowa a postać cząsteczkowa

Sprawdź się: Reakcje w roztworach wodnych elektrolitów – zadania otwarte · Wytrącanie osadu.

Najczęstsze błędy

• „Metal amfoteryczny”. Amfoteryczne są tlenki i wodorotlenki (np. Al₂O₃, Zn(OH)₂), a nie same metale. Glin i cynk roztwarzają się w zasadach, bo reaguje warstewka tlenku na ich powierzchni.
• Miedź i kwasy. Miedź nie wypiera wodoru z HCl, ale roztwarza się w kwasie azotowym(V) i w stężonym kwasie siarkowym(VI). Produktem nie jest wtedy wodór, tylko tlenek azotu albo SO₂.
• Słabo rozpuszczalny nie znaczy słaby elektrolit. Ca(OH)₂ i większość trudno rozpuszczalnych soli to mocne elektrolity – po prostu rozpuszcza się ich niewiele.
• Tabela rozpuszczalności nie mówi o mocy elektrolitu ani o tym, czy sól ulega hydrolizie.
• NaHCO₃ ma odczyn zasadowy, mimo że jest „wodorosolą”, czyli solą kwaśną.
• Produkty rozkładu kwasu węglowego. W reakcji węglanu lub wodorowęglanu z kwasem zapisujemy CO₂ + H₂O, a nie H₂CO₃.

Gdzie dalej?

Teoria z pozostałych działów – od budowy atomu po chemię organiczną – jest w przewodniku Chemia do matury. Jeśli masz kłopot z ustalaniem wzorów i stopni utlenienia, zajrzyj najpierw do przewodnika Budowa atomu, wartościowość i wiązania chemiczne.