Jak pisać równania reakcji z wodorotlenkami: osad, amfoteryczność i wyjątki

Od prostego do złożonego: co się zwykle dzieje z wodorotlenkami

Co to jest wodorotlenek – najkrótsza definicja robocza

Wodorotlenek to związek zbudowany z kationu metalu (lub kationu amonu NH₄⁺) i anionu wodorotlenkowego OH⁻. Ogólny wzór wodorotlenku metalu ma postać M(OH)_n, gdzie M to metal, a n to jego wartościowość (najczęściej 1, 2 lub 3).

Przykłady:

• NaOH – wodorotlenek sodu, Na⁺ + OH⁻
• Ca(OH)₂ – wodorotlenek wapnia, Ca²⁺ + 2 OH⁻
• Fe(OH)₃ – wodorotlenek żelaza(III), Fe³⁺ + 3 OH⁻

Kluczowy jon to OH⁻. W roztworze właśnie on „odpowiada” za zasadowe właściwości, reagując z jonami H⁺ pochodzącymi z kwasów.

Mocne zasady i trudno rozpuszczalne wodorotlenki

W praktyce szkolnej wodorotlenki dzieli się na dwie duże grupy:

• dobrze rozpuszczalne – dają roztwory zasadowe, nazywane mocnymi zasadami
• słabo rozpuszczalne – zwykle tworzą osad wodorotlenku metalu

Wodorotlenki metali z 1. grupy (litowce) i części 2. grupy są dobrze rozpuszczalne. To głównie:

• NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH – bardzo dobrze rozpuszczalne
• Ca(OH)₂, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂ – rozpuszczalne, choć Ca(OH)₂ słabiej

Większość pozostałych wodorotlenków metali: Mg(OH)₂, Fe(OH)₂, Fe(OH)₃, Cu(OH)₂, Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃ – traktuje się jako trudno rozpuszczalne osady.

Najprostszy schemat: wodorotlenek + kwas → sól + woda

Główna rola wodorotlenków w zadaniach to neutralizacja kwasów. Schemat ogólny:

kwas + wodorotlenek → sól + woda

Przykłady prostych równań:

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)

HNO₃(aq) + KOH(aq) → KNO₃(aq) + H₂O(l)

HCl(aq) + Ca(OH)₂(aq) → CaCl₂(aq) + 2H₂O(l)

Klucz to poprawne dobranie współczynników zgodnie z ładunkami jonów i liczbą grup OH w wodorotlenku oraz liczbą atomów wodoru w kwasie.

Kiedy spodziewać się osadu, a kiedy klarownego roztworu

Jeśli w reakcji z udziałem wodorotlenku wszystkie produkty są dobrze rozpuszczalne, roztwór pozostaje klarowny. Jeśli powstaje trudno rozpuszczalny wodorotlenek – pojawia się osad.

Przykłady reakcji, gdzie nic się nie wytrąca (same substancje dobrze rozpuszczalne):

NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l) – roztwór klarowny

Ba(OH)₂(aq) + 2HNO₃(aq) → Ba(NO₃)₂(aq) + 2H₂O(l)

Przykład z osadem:

CuSO₄(aq) + 2NaOH(aq) → Na₂SO₄(aq) + Cu(OH)₂(s)↓

Tworzy się niebieski osad Cu(OH)₂. Symbolem „↓” często oznacza się produkt wydzielający się w postaci osadu.

Rozpuszczalność wodorotlenków: kto się rozpuszcza, a kto robi osad

Prosty podział: litowce i wybrane berylowce kontra reszta metali

Do szybkiego przewidywania osadów przydaje się robocza reguła:

• wodorotlenki litowców (NaOH, KOH, LiOH itd.) – rozpuszczalne
• wodorotlenki Ca, Ba, Sr – rozpuszczalne (choć Ca(OH)₂ tylko częściowo)
• wodorotlenki większości pozostałych metali – słabo rozpuszczalne (osady)

Dlatego gdy w równaniu pojawia się np. Fe(OH)₃, Al(OH)₃, Cu(OH)₂, Zn(OH)₂, zapisuje się je ze stanem skupienia (s) oraz często strzałką w dół.

Praktyczna mini-tabela przykładowych wodorotlenków

Stany skupienia: jak je poprawnie oznaczać

Przy równaniach z wodorotlenkami stosuje się standardowe oznaczenia stanów skupienia:

• (aq) – substancja w roztworze wodnym (zjonizowana, zdysocjowana)
• (s) – ciało stałe (np. osad)
• (l) – ciecz (np. woda)
• (g) – gaz

Przykładowe równanie z poprawnymi oznaczeniami:

FeCl₃(aq) + 3NaOH(aq) → Fe(OH)₃(s)↓ + 3NaCl(aq)

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)

MgO(s) + 2HCl(aq) → MgCl₂(aq) + H₂O(l)

Jak rozpuszczalność wpływa na typ równania (molekularne, jonowe, skrócone)

Jeśli wszystkie reagujące i powstające związki są dobrze rozpuszczalne, można przejść do zapisu jonowego. Przykład:

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)

Zapis jonowy pełny:

H⁺(aq) + Cl⁻(aq) + Na⁺(aq) + OH⁻(aq) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq) + H₂O(l)

Po skróceniu jonów biernych (Na⁺, Cl⁻):

H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)

Jeśli w równaniu występuje trudno rozpuszczalny osad wodorotlenku, ten związek zapisuje się w formie cząsteczkowej (bez dysocjacji), a jonowy zapis skrócony obejmuje jedynie jony tworzące osad.

Przykład:

CuSO₄(aq) + 2NaOH(aq) → Na₂SO₄(aq) + Cu(OH)₂(s)

Zapis jonowy pełny:

Cu²⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) + 2Na⁺(aq) + 2OH⁻(aq) → 2Na⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) + Cu(OH)₂(s)

Jonowe równanie skrócone:

Cu²⁺(aq) + 2OH⁻(aq) → Cu(OH)₂(s)↓

Przykłady reakcji strąceniowych tworzących wodorotlenki

Kilka typowych reakcji, w których zasada wytrąca osad wodorotlenku metalu:

FeCl₃(aq) + 3NaOH(aq) → Fe(OH)₃(s)↓ + 3NaCl(aq)

MgCl₂(aq) + 2KOH(aq) → Mg(OH)₂(s)↓ + 2KCl(aq)

AlCl₃(aq) + 3NaOH(aq) → Al(OH)₃(s)↓ + 3NaCl(aq)

ZnSO₄(aq) + 2NaOH(aq) → Zn(OH)₂(s)↓ + Na₂SO₄(aq)

W każdym z tych przypadków wodorotlenek metalu zapisuje się jako (s) – osad, nie jako (aq).

Klasyczna neutralizacja: kwas + wodorotlenek → sól + woda

Ogólny schemat neutralizacji i podstawowe definicje

Neutralizacja to reakcja między kwasem a wodorotlenkiem, w której powstają:

• sól – zbudowana z kationu metalu (lub innego kationu) i anionu kwasowego
• woda – skutek połączenia jonów H⁺ i OH⁻

Ogólny schemat:

kwas + zasada (wodorotlenek) → sól + woda

Przykład najprostszy:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Mechanizm w zapisie jonowym: H⁺ + OH⁻ → H₂O

Na poziomie jonów kluczowa jest reakcja:

H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)

Pozostałe jony, które nie biorą bezpośredniego udziału (np. Na⁺, Cl⁻), są jonami biernymi i skraca się je w równaniu jonowym skróconym.

Dla reakcji:

HNO₃(aq) + KOH(aq) → KNO₃(aq) + H₂O(l)

Pełny zapis jonowy:

H⁺(aq) + NO₃⁻(aq) + K⁺(aq) + OH⁻(aq) → K⁺(aq) + NO₃⁻(aq) + H₂O(l)

Po skróceniu jonów biernych:

H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)

Równania z mocnymi kwasami i mocnymi zasadami: proporcje stechiometryczne

Dla kwasów jednoprotonowych (HCl, HNO₃, HBr) i wodorotlenków jednowodorotlenowych (NaOH, KOH) współczynniki są zwykle 1:1:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

HNO₃ + KOH → KNO₃ + H₂O

Jeśli wodorotlenek ma więcej niż jedną grupę OH, np. Ca(OH)₂, potrzebna jest odpowiednia liczba moli kwasu:

2HCl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2H₂O

Analogicznie, dla H₂SO₄ (kwas dwuprotonowy) i NaOH:

Neutralizacja z kwasami wieloprotonowymi: schemat dobierania współczynników

Przy kwasach wieloprotonowych liczba protonów (H⁺) musi „dogadać się” z liczbą grup OH⁻. Działa prosta zależność:

liczba moli H⁺ = liczba moli OH⁻

Przykład dla H₂SO₄ i NaOH:

H₂SO₄ ma 2H⁺, NaOH – 1OH⁻. Do pełnej neutralizacji 1 mola H₂SO₄ potrzeba 2 moli NaOH:

H₂SO₄(aq) + 2NaOH(aq) → Na₂SO₄(aq) + 2H₂O(l)

Dla H₃PO₄ i KOH (kwas trójprotonowy, jedna grupa OH):

H₃PO₄(aq) + 3KOH(aq) → K₃PO₄(aq) + 3H₂O(l)

Częściowa neutralizacja: kwaśne i zasadowe sole

Przy słabszych lub wieloprotonowych kwasach oraz przy ograniczonej ilości zasady powstają sole kwaśne. Przykład z H₂SO₄ i NaOH:

H₂SO₄(aq) + NaOH(aq) → NaHSO₄(aq) + H₂O(l)

Dodatkowa porcja NaOH doprowadza do pełnej neutralizacji:

NaHSO₄(aq) + NaOH(aq) → Na₂SO₄(aq) + H₂O(l)

Można to zapisać jako sumę:

H₂SO₄(aq) + 2NaOH(aq) → Na₂SO₄(aq) + 2H₂O(l)

Podobnie dla H₃PO₄ powstają kolejno: NaH₂PO₄, Na₂HPO₄, Na₃PO₄ – zależnie od stosunku molowego NaOH.

Neutralizacja a pH: nadmiar kwasu lub zasady

Stechiometryczna neutralizacja (dokładny stosunek H⁺ : OH⁻) daje roztwór o pH zbliżonym do 7 (dla mocnego kwasu i mocnej zasady). Gdy kwas jest w nadmiarze – roztwór jest kwaśny, gdy nadmiar ma zasada – zasadowy.

Przykład laboratoryjny: 0,1 mol HCl i 0,05 mol NaOH w tym samym naczyniu:

• 0,05 mol HCl ulega neutralizacji
• pozostaje 0,05 mol HCl → roztwór kwaśny

W zadaniach rachunkowych najpierw liczy się mol H⁺ i OH⁻, potem decyduje, co zostaje w nadmiarze.

Reakcje strąceniowe z wodorotlenkami: kiedy powstaje osad

Warunek powstania osadu: nierozpuszczalny produkt

Reakcja strąceniowa zachodzi wtedy, gdy z dwóch roztworów jonowych powstaje trudno rozpuszczalny związek. W przypadku wodorotlenków jest to zwykle nierozpuszczalny wodorotlenek metalu.

Ogólny schemat:

roztwór soli metalu + roztwór zasady → osad wodorotlenku + nowa sól (w roztworze)

Przykład:

FeSO₄(aq) + 2NaOH(aq) → Fe(OH)₂(s)↓ + Na₂SO₄(aq)

Jak rozpoznać, czy wodorotlenek się wytrąci

Przydatne pytanie pomocnicze: „gdybym miał czysty wodorotlenek tego metalu, czy rozpuszczałby się w wodzie?”.

Jeżeli odpowiedź brzmi „nie” (Mg(OH)₂, Fe(OH)₃, Cu(OH)₂, Al(OH)₃, Zn(OH)₂ itd.), w reakcji z NaOH lub KOH będzie osad.

Przykład pary reakcji:

• CuSO₄(aq) + 2NaOH(aq) → Cu(OH)₂(s)↓ + Na₂SO₄(aq) – osad
• NaCl(aq) + KOH(aq) → brak osadu, wszystkie produkty dobrze rozpuszczalne (w praktyce „nie zachodzi” nic obserwowalnego)

Typowy schemat układania równań strąceniowych

Dobrze działa stała procedura:

1. Wypisz reagenty w formie cząsteczkowej (np. FeCl₃, NaOH).
2. Wymień aniony, które mogą „przejść” do drugiego kationu (Cl⁻ ↔ OH⁻, SO₄²⁻ ↔ OH⁻ itd.).
3. Utwórz możliwe produkty: nowa sól + wodorotlenek.
4. Sprawdź rozpuszczalność: wybierz ten wodorotlenek, który jest trudno rozpuszczalny.
5. Dobierz współczynniki.

Przykład krok po kroku dla FeCl₃ + NaOH:

• FeCl₃ + NaOH → Fe(OH)₃ + NaCl
• Fe(OH)₃ – trudno rozpuszczalny → osad
• Równanie zbilansowane: FeCl₃(aq) + 3NaOH(aq) → Fe(OH)₃(s)↓ + 3NaCl(aq)

Równania jonowe skrócone dla reakcji strąceniowych

W reakcjach strąceniowych nowa sól i reagenty zasadowe są w roztworze, a osad zapisuje się w formie cząsteczkowej. Schemat dla FeCl₃ + NaOH:

Pełny zapis jonowy:

Fe³⁺(aq) + 3Cl⁻(aq) + 3Na⁺(aq) + 3OH⁻(aq) → Fe(OH)₃(s)↓ + 3Na⁺(aq) + 3Cl⁻(aq)

Po skróceniu jonów biernych (Na⁺, Cl⁻):

Fe³⁺(aq) + 3OH⁻(aq) → Fe(OH)₃(s)↓

Analogiczny schemat dla jonu Zn²⁺:

Zn²⁺(aq) + 2OH⁻(aq) → Zn(OH)₂(s)↓

Kolory wybranych osadów wodorotlenków

Przy zadaniach opisowych przydaje się orientacja w barwach:

• Mg(OH)₂ – biały
• Al(OH)₃ – biały, galaretowaty
• Zn(OH)₂ – biały
• Fe(OH)₂ – jasnozielony
• Fe(OH)₃ – brunatny
• Cu(OH)₂ – niebieski

W opisach doświadczeń często pojawia się sformułowanie: „powstał niebieski osad” – wtedy od razu sugeruje Cu(OH)₂ lub inne związki miedzi(II).

Amfoteryczne wodorotlenki i tlenki: zachowanie „podwójne”

Co znaczy „amfoteryczny” w praktyce zadań

Substancja amfoteryczna reaguje zarówno z kwasami, jak i z zasadami, tworząc rozpuszczalne sole kompleksowe lub „zwykłe” sole. W kontekście wodorotlenków dotyczy to głównie:

• Al(OH)₃
• Zn(OH)₂
• Cr(OH)₃
• częściowo Sn(OH)₂, Pb(OH)₂ (w rozszerzonym zakresie materiału)

Typowe zadanie: „Podaj równania reakcji Al(OH)₃ z HCl i NaOH”. Tu pojawia się „podwójne” zachowanie.

Amfoteryk + kwas: zachowanie jak zasada

W reakcji z kwasem wodorotlenek amfoteryczny zachowuje się jak zwykły wodorotlenek metalu – ulega neutralizacji. Przykłady:

Al(OH)₃(s) + 3HCl(aq) → AlCl₃(aq) + 3H₂O(l)

Zn(OH)₂(s) + 2HCl(aq) → ZnCl₂(aq) + 2H₂O(l)

Cr(OH)₃(s) + 3HNO₃(aq) → Cr(NO₃)₃(aq) + 3H₂O(l)

Dobieranie współczynników jest analogiczne jak przy zwykłych wodorotlenkach: liczysz grupy OH i protony H⁺.

Amfoteryk + zasada: tworzenie związków kompleksowych

W środowisku silnie zasadowym osady Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Cr(OH)₃ mogą się rozpuszczać, tworząc anionowe kompleksy.

Typowe przykłady:

Al(OH)₃(s) + NaOH(aq) → Na[Al(OH)₄](aq)

Zn(OH)₂(s) + 2NaOH(aq) → Na₂[Zn(OH)₄](aq)

Cr(OH)₃(s) + 3NaOH(aq) → Na₃[Cr(OH)₆](aq)

Kwadratowe nawiasy obejmują jon kompleksowy:

• [Al(OH)₄]⁻
• [Zn(OH)₄]²⁻
• [Cr(OH)₆]³⁻

Dwuetapowe równania: strącenie + rozpuszczenie osadu amfoterycznego

Często zadanie opisuje dodawanie zasady „kroplami”, a potem „nadmiar zasady”. W praktyce zachodzą dwie kolejno reakcje.

Przykład dla Zn²⁺ + NaOH:

1. Strącenie osadu:

ZnSO₄(aq) + 2NaOH(aq) → Zn(OH)₂(s)↓ + Na₂SO₄(aq)

2. Rozpuszczenie osadu w nadmiarze NaOH:

Zn(OH)₂(s) + 2NaOH(aq) → Na₂[Zn(OH)₄](aq)

Sumaryczne równanie (jeśli od razu podany jest nadmiar zasady):

ZnSO₄(aq) + 4NaOH(aq) → Na₂[Zn(OH)₄](aq) + Na₂SO₄(aq)

Al(OH)₃: schemat reakcji w kwasie i w nadmiarze zasady

Seria przemian dla jonów glinu w obecności NaOH i HCl jest klasycznym doświadczeniem szkolnym.

1. Strącenie osadu z soli glinu:

AlCl₃(aq) + 3NaOH(aq) → Al(OH)₃(s)↓ + 3NaCl(aq)

2. Rozpuszczenie osadu w nadmiarze zasady:

Al(OH)₃(s) + NaOH(aq) → Na[Al(OH)₄](aq)

3. Rozpuszczenie osadu w kwasie (gdy zamiast nadmiaru zasady dodasz HCl):

Al(OH)₃(s) + 3HCl(aq) → AlCl₃(aq) + 3H₂O(l)

W notatkach opłaca się zapisać trzy osobne równania, zamiast mieszać wszystko w jednym.

Chrom(III): amfoteryczność połączona ze zmianą stopnia utlenienia

W prostszej wersji programu ogranicza się do reakcji Cr(OH)₃ z kwasem i zasadą. W rozszerzonej dochodzi utlenianie w środowisku zasadowym, np. nadtlenkiem wodoru.

Podstawowe reakcje:

Cr(OH)₃(s) + 3HCl(aq) → CrCl₃(aq) + 3H₂O(l)

Przykłady równań amfoteryków z zasadami w zapisie jonowym

Przy reakcjach amfoteryków z nadmiarem mocnej zasady wygodnie jest przejść na zapis jonowy, bo pojawiają się konkretne aniony kompleksowe.

Al(OH)₃(s) + OH⁻(aq) → [Al(OH)₄]⁻(aq)

Zn(OH)₂(s) + 2OH⁻(aq) → [Zn(OH)₄]²⁻(aq)

Cr(OH)₃(s) + 3OH⁻(aq) → [Cr(OH)₆]³⁻(aq)

Jeśli w zadaniu pojawia się konkretny kation (Na⁺, K⁺), wystarczy „otoczyć” jon kompleksowy odpowiednią liczbą tych kationów – powstaje sól, np. Na[Al(OH)₄].

Równania z tlenkami amfoterycznymi

Tlenki amfoteryczne zachowują się podobnie jak ich wodorotlenki – reagują z kwasami i zasadami.

W reakcji z kwasem tworzą zwykłe sole:

Al₂O₃(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl₃(aq) + 3H₂O(l)

ZnO(s) + 2HCl(aq) → ZnCl₂(aq) + H₂O(l)

W reakcji z mocną zasadą – związki kompleksowe, często z udziałem wody:

Al₂O₃(s) + 2NaOH(aq) + 3H₂O(l) → 2Na[Al(OH)₄](aq)

ZnO(s) + 2NaOH(aq) + H₂O(l) → Na₂[Zn(OH)₄](aq)

W zadaniach schemat jest zwykle ten sam: tlenek amfoteryczny + NaOH/KOH + woda → sól kompleksowa.

Chrom(III) w środowisku zasadowym z utleniaczem

W rozbudowanych zadaniach z Cr(OH)₃ pojawia się przejście Cr(III) → Cr(VI) w środowisku zasadowym, np. z H₂O₂ lub Cl₂.

Przykładowe równanie sumaryczne (środowisko zasadowe, nadmiar NaOH, nadtlenek wodoru):

2Cr(OH)₃(s) + 3H₂O₂(aq) + 4NaOH(aq) → 2Na₂CrO₄(aq) + 8H₂O(l)

Najpierw Cr(OH)₃ „wchodzi” w kompleks [Cr(OH)₆]³⁻, potem jon chromianowy CrO₄²⁻ powstaje w wyniku utlenienia. W bilansie jonowo-elektronowym osobno prowadzi się proces redukcji (H₂O₂ → OH⁻) i utlenienia (Cr(OH)₆³⁻ → CrO₄²⁻).

Równania reakcji amfoteryków z kwasami i zasadami – schemat krok po kroku

Algorytm dla równania: amfoteryk + kwas

Dla większości zadań w zupełności wystarczy prosty schemat:

1. Rozpoznaj kation amfoteryczny: Al³⁺, Zn²⁺, Cr³⁺ (czasem Sn²⁺, Pb²⁺).
2. Załóż, że powstaje zwykła sól tego kwasu (np. AlCl₃, ZnSO₄, Cr(NO₃)₃).
3. Policz grupy OH w wodorotlenku / tlenku i dobierz tyle protonów H⁺, aby każda grupa OH „zmieniła się” w H₂O.
4. Na końcu zbilansuj atomy pozostałych pierwiastków.

Przykład – zadanie: „Napisz równanie reakcji Zn(OH)₂ z H₂SO₄”.

• 1. Kation: Zn²⁺.
• 2. Sól z H₂SO₄: ZnSO₄.
• 3. Dwie grupy OH → potrzeba 2 H⁺ → jedna cząsteczka H₂SO₄.
• 4. Równanie: Zn(OH)₂(s) + H₂SO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + 2H₂O(l)

Algorytm dla równania: amfoteryk + zasada (nadmiar)

Tu działania są trochę inne, bo pojawia się jon kompleksowy.

1. Rozpoznaj amfoteryk (np. Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Al₂O₃, ZnO, Cr(OH)₃).
2. Zapisz wzór jonu kompleksowego:
   • Al: [Al(OH)₄]⁻
   • Zn: [Zn(OH)₄]²⁻
   • Cr: [Cr(OH)₆]³⁻
3. Dobierz liczbę OH⁻, aby powstał odpowiedni jon kompleksowy.
4. Jeśli masz konkretny kation zasady (Na⁺, K⁺), „opakuj” nim jon kompleksowy, tworząc sól (Na[Al(OH)₄], Na₂[Zn(OH)₄], Na₃[Cr(OH)₆]).
5. Dla tlenków amfoterycznych dodaj odpowiednią liczbę cząsteczek wody, aby utworzyć grupy OH.

Przykład: „Napisz równanie reakcji Al₂O₃ z NaOH w środowisku wodnym”.

• 1. Amfoteryk: Al₂O₃.
• 2. Jon kompleksowy: [Al(OH)₄]⁻.
• 3. Potrzeba 2 jonów [Al(OH)₄]⁻ (bo 2 Al w cząsteczce tlenku) → łącznie 8 grup OH. Część pochodzi z NaOH, część z wody.
• 4. Równanie z uwzględnieniem H₂O:

  Al₂O₃(s) + 2NaOH(aq) + 3H₂O(l) → 2Na[Al(OH)₄](aq)

Łączenie etapów: od soli do kompleksu w jednym równaniu

Często trzeba przejść „od soli” zawierającej kation amfoteryczny aż do roztworu kompleksu w nadmiarze zasady. Wtedy sumuje się dwa etapy.

Przykład: „Napisz równanie reakcji AlCl₃ z nadmiarem NaOH”.

1. Etap 1 – strącenie:

   AlCl₃(aq) + 3NaOH(aq) → Al(OH)₃(s)↓ + 3NaCl(aq)

2. Etap 2 – rozpuszczenie osadu:

   Al(OH)₃(s) + NaOH(aq) → Na[Al(OH)₄](aq)

3. Etap 3 – zsumowanie:
   • Po zsumowaniu równań:

     AlCl₃(aq) + 4NaOH(aq) → Na[Al(OH)₄](aq) + 3NaCl(aq)

W praktyce, jeśli w treści jest jasno „AlCl₃ reaguje z nadmiarem NaOH”, zwykle zapisuje się tylko równanie sumaryczne.

Rozpoznawanie amfoteryczności po opisie doświadczenia

W zadaniach opisowych pojawia się typowy schemat: „Powstaje biały osad po dodaniu NaOH, który następnie rozpuszcza się w nadmiarze NaOH” – to klasyczny sygnał amfoteryka.

Najczęstsze przypadki (osady białe/galaretowate):

• Al(OH)₃ – biały, galaretowaty
• Zn(OH)₂ – biały
• Sn(OH)₂, Pb(OH)₂ – białe (częściej w rozszerzonym programie)

Jeżeli analogiczne doświadczenie jest wykonane np. z Mg²⁺, osad Mg(OH)₂ w nadmiarze NaOH nie znika – Mg(OH)₂ nie jest amfoteryczny.

Równania reakcji Sn(OH)₂ i Pb(OH)₂ w środowisku zasadowym

W bardziej szczegółowych kursach pojawiają się cyna i ołów. Zasada jest podobna jak dla Al i Zn – w nadmiarze OH⁻ powstają kompleksy anionowe.

Przykładowe równania:

Sn(OH)₂(s) + 2NaOH(aq) → Na₂[Sn(OH)₄](aq)

Pb(OH)₂(s) + 2NaOH(aq) → Na₂[Pb(OH)₄](aq)

W uproszczonym zapisie jonowym:

Sn(OH)₂(s) + 2OH⁻(aq) → [Sn(OH)₄]²⁻(aq)

Pb(OH)₂(s) + 2OH⁻(aq) → [Pb(OH)₄]²⁻(aq)

Ćwiczenie krok po kroku: od opisu słownego do równania reakcji

Przykładowy opis: „Do roztworu siarczanu cynku(II) dodano roztwór NaOH. Powstał biały osad, który rozpuszcza się po dodaniu nadmiaru NaOH.”

Rozpisanie w krokach:

1. Identyfikacja kationu: Zn²⁺ (z soli ZnSO₄).
2. Rozpoznanie amfoteryka: Zn(OH)₂ (biały osad, rozpuszczalny w nadmiarze NaOH).
3. Etap 1 – strącenie:

   ZnSO₄(aq) + 2NaOH(aq) → Zn(OH)₂(s)↓ + Na₂SO₄(aq)

4. Etap 2 – rozpuszczenie osadu:

   Zn(OH)₂(s) + 2NaOH(aq) → Na₂[Zn(OH)₄](aq)

5. Etap 3 – zapis sumaryczny (nadmiar NaOH):

   ZnSO₄(aq) + 4NaOH(aq) → Na₂[Zn(OH)₄](aq) + Na₂SO₄(aq)

Typowe pułapki przy równaniach z amfoterykami

W zadaniach powtarza się kilka błędów, na które łatwo „nadziać się” przy szybkim liczeniu.

• Pisanie zwykłego wodorotlenku zamiast kompleksu w nadmiarze zasady:

  Źle: Al(OH)₃ + NaOH → NaAlO₂ + 2H₂O (stary, mieszaninowy zapis; w szkolnym kursie korzysta się z Na[Al(OH)₄]).

• Brak wody przy tlenkach amfoterycznych:

  Źle: Al₂O₃ + 2NaOH → 2Na[Al(OH)₄] (brak H₂O, nie zgadza się bilans wodoru i tlenu).

  Dobrze: Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄].

• Mylenie osadów nierozpuszczalnych z amfoterycznymi:

  Fe(OH)₃ jest trudno rozpuszczalny, ale nie rozpuszcza się w nadmiarze NaOH → brak kompleksu typu [Fe(OH)₄]⁻ w szkolnych zadaniach.

Krótka procedura decyzyjna przy zadaniach z wodorotlenkami

Przydatny skrót do analizy treści zadania:

1. Sprawdź, czy występuje klasyczne „kwas + zasada” → wtedy piszesz neutralizację.
2. Jeżeli reaguje sól metalu z NaOH/KOH – sprawdzasz, czy wodorotlenek metalu jest nierozpuszczalny:
   • jeśli tak – strącenie osadu (reakcja strąceniowa),

   Najczęściej zadawane pytania (FAQ)

   Jak rozpoznać, czy w reakcji z wodorotlenkiem powstanie osad?

   Sprawdza się rozpuszczalność produktów. Jeśli tworzy się wodorotlenek metalu spoza grupy litowców oraz Ca, Ba, Sr, najczęściej będzie to trudno rozpuszczalny osad (oznaczany jako (s) i często ze strzałką w dół).

   Przykład: w reakcji CuSO4(aq) + 2NaOH(aq) powstaje Cu(OH)2(s) – niebieski osad. Natomiast NaOH z HCl daje tylko dobrze rozpuszczalne substancje, więc roztwór pozostaje klarowny.

   Jak poprawnie zapisywać równanie kwas + wodorotlenek → sól + woda?

   Najpierw zapisujesz wzory reagentów, potem dobierasz współczynniki tak, aby zgadzała się liczba atomów i ładunki jonów. Sól budujesz z kationu metalu z wodorotlenku i anionu kwasowego.

   Proste przykłady:
   HCl + NaOH → NaCl + H2O,
   2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2H2O.
   Liczba grup OH− musi „zbalansować” liczbę protonów H+ w kwasie.

   Które wodorotlenki są rozpuszczalne, a które tworzą osad?

   W szkolnej chemii przyjmuje się uproszczenie:

   • wodorotlenki litowców (NaOH, KOH, LiOH itd.) – dobrze rozpuszczalne, mocne zasady,
   • Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2 – rozpuszczalne (choć Ca(OH)2 słabiej),
   • większość pozostałych (Mg(OH)2, Fe(OH)3, Cu(OH)2, Al(OH)3, Zn(OH)2 itd.) – trudno rozpuszczalne, tworzą osad.

   Dlatego w równaniach Fe(OH)3, Cu(OH)2, Al(OH)3 zapisuje się zwykle jako (s), a NaOH czy KOH – jako (aq).

   Jak zapisać jonowe równanie skrócone reakcji z wodorotlenkiem?

   Najpierw zapisujesz wszystkie dobrze rozpuszczalne elektrolity w formie jonowej, związki słabo rozpuszczalne (osady) i wodę – w formie cząsteczkowej. Potem skracasz jony, które występują po obu stronach równania.

   Przykład: CuSO4(aq) + 2NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + Cu(OH)2(s).
   Zapis jonowy pełny:
   Cu2+ + SO42− + 2Na+ + 2OH− → 2Na+ + SO42− + Cu(OH)2(s).
   Po skróceniu: Cu2+(aq) + 2OH−(aq) → Cu(OH)2(s).

   Co to znaczy, że wodorotlenek jest amfoteryczny (np. Al(OH)3, Zn(OH)2)?

   Amfoteryczny wodorotlenek może reagować zarówno z kwasem, jak i z nadmiarem mocnej zasady. W reakcji z kwasem zachowuje się jak typowy wodorotlenek (zasada), w reakcji z nadmiarem OH− powstają kompleksowe aniony glinianowe lub cynkanowe.

   Przykład ogólny:
   Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O (reakcja z kwasem),
   Al(OH)3 + NaOH (nadmiar) → Na[Al(OH)4] (reakcja z zasadą).
   W zadaniach szkolnych często wystarczy rozpoznanie, że Al(OH)3 i Zn(OH)2 mogą „rozpuszczać się” w nadmiarze zasady.

   Jak dobierać współczynniki w reakcji kwasu wieloprotonowego z wodorotlenkiem?

   Kryterium jest równość liczby jonów H+ i OH−. Liczysz, ile protonów może oddać 1 mol kwasu i ile grup OH− ma 1 mol wodorotlenku, a następnie dobierasz najmniejsze całkowite współczynniki.

   Przykład: H2SO4 (2H+) i NaOH (1OH−).
   Potrzeba 2 moli NaOH na 1 mol H2SO4:
   H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O.
   Dla H3PO4 i KOH: H3PO4 + 3KOH → K3PO4 + 3H2O.

   Jak oznaczać stany skupienia przy równaniach z wodorotlenkami?

   Stosuje się:
   (aq) – roztwór wodny (substancja zdysocjowana),
   (s) – ciało stałe (osad),
   (l) – ciecz (np. H2O),
   (g) – gaz.

   Przykłady:
   HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l),
   FeCl3(aq) + 3NaOH(aq) → Fe(OH)3(s)↓ + 3NaCl(aq).
   Poprawne oznaczenia pomagają od razu zobaczyć, czy reakcja jest strąceniowa czy tylko w roztworze.

   Najważniejsze wnioski

   • Wodorotlenek to związek M(OH)_n zbudowany z kationu metalu (lub NH₄⁺) i anionu OH⁻; to jon OH⁻ nadaje roztworowi zasadowy charakter.
   • Wodorotlenki litowców (NaOH, KOH, LiOH itd.) oraz Ca(OH)₂, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂ są rozpuszczalne i tworzą mocne zasady, natomiast większość pozostałych wodorotlenków metali wytrąca się jako trudno rozpuszczalne osady.
   • Typowe równanie reakcji kwasu z wodorotlenkiem ma postać: kwas + zasada → sól + woda; w praktyce trzeba dobrać współczynniki do liczby grup OH w wodorotlenku i atomów H w kwasie.
   • Klarowny roztwór otrzymuje się, gdy wszystkie produkty są dobrze rozpuszczalne; pojawienie się osadu oznacza powstanie trudno rozpuszczalnego wodorotlenku metalu, np. Cu(OH)₂, Fe(OH)₃, Al(OH)₃, Zn(OH)₂.
   • W równaniach stan skupienia wodorotlenków zapisuje się jako (aq) dla form rozpuszczonych i (s) z ewentualną strzałką w dół dla osadów; woda ma oznaczenie (l), a gazy – (g).
   • Przy przejściu do zapisu jonowego dysocjują tylko dobrze rozpuszczalne substancje, natomiast trudno rozpuszczalne wodorotlenki pozostają w zapisie cząsteczkowym i pojawiają się w skróconym równaniu jonowym jako produkt osadu.