Rozpustnosť látky v danom rozpúšťadle je obmedzená: každá látka má pri danej teplote svoju maximálnu koncentráciu, pri ktorej ešte môže zostať úplne rozpustená, a roztok s touto koncentráciou je nasýtený. Keď sa v roztoku nachádzajú vhodné ióny v dostatočnej koncentrácii, môžu vytvoriť zlúčeninu, ktorá je len veľmi málo rozpustná. Ak sa prekročí hranica jej rozpustnosti, začne sa vylučovať ako zrazenina – tuhá látka, ktorá sa už v roztoku nedokáže rozpustiť.
Zrážacie reakcie sú chemické reakcie, pri ktorých z roztoku vzniká málo rozpustný produkt vo forme zrazeniny. Patria medzi vylučovacie reakcie, pri ktorých sa produkt z reakčnej sústavy vylučuje ako tuhá látka alebo plyn.
Zrážacia reakcia teda môže prebehnúť iba vtedy, ak sú v roztoku dostatočne vysoké koncentrácie príslušných iónov, ktoré tvoria málo rozpustnú zlúčeninu. Tento jav súvisí so súčinom rozpustnosti \( K_s \), ktorý určuje, či dané množstvo látky zostane rozpustené, alebo sa začne vylučovať ako tuhá fáza.
Medzi rozpustenými iónmi a vyzrážanou tuhou látkou sa ustáli rovnováha, ktorú opisuje rovnica:
\( A_xB_y (s) \rightleftharpoons xA^{n+} (aq) + yB^{m-} (aq) \)
Je to dynamická rovnováha: časť zrazeniny sa neustále rozpúšťa a rovnako rýchlo sa ióny z roztoku znova vylučujú, takže koncentrácia iónov v nasýtenom roztoku sa nemení.
- Príklad: Reakciou síranu sodného s chloridom bárnatým vzniká málo rozpustný biely síran bárnatý:
\( \ce{Ba^{2+} (aq) + SO4^{2-} (aq) -> BaSO4 (s)} \) - Príklad: Katióny vápnika tvoria s uhličitanovými aniónmi málo rozpustný uhličitan vápenatý, ktorý sa usadzuje napríklad ako vodný kameň:
\( \ce{Ca^{2+} (aq) + CO3^{2-} (aq) -> CaCO3 (s)} \) - Príklad: Reakciou jodidu draselného s dusičnanom olovnatým vzniká jasne žltá zrazenina jodidu olovnatého:
\( \ce{Pb^{2+} (aq) + 2I^{-} (aq) -> PbI2 (s)} \)
V chemických rovniciach možno vznik zrazeniny označiť aj šípkou \( \downarrow \) smerujúcou nadol za vzorcom látky. Tento zápis vizuálne zdôrazňuje usadzovanie tuhej fázy z roztoku a používa sa namiesto označenia skupenstva \( (s) \) najmä vtedy, keď treba upozorniť práve na vznik zrazeniny.
Príkladom takto zapísanej zrážacej reakcie je reakcia uhličitanu draselného s hydroxidom vápenatým, pri ktorej vzniká rozpustný hydroxid draselný a málo rozpustný uhličitan vápenatý:
\( \ce{K2CO3 + Ca(OH)2 -> 2KOH + CaCO3 v} \)
Súčin rozpustnosti link
Na predpovedanie zrážania sa používa súčin rozpustnosti \( K_s \). Je to rovnovážna konštanta rozpúšťania, ktorá pri danej teplote vyjadruje rovnováhu medzi iónmi v nasýtenom roztoku a tuhou fázou:
\( K_s = [A^{n+}]^x [B^{m-}]^y \)
Kde:
- \( K_s \) – súčin rozpustnosti danej zlúčeniny
- \( A^{n+} \) – katión vznikajúci pri rozpúšťaní látky
- \( B^{m-} \) – anión vznikajúci pri rozpúšťaní látky
- \( x \) – stechiometrický koeficient katiónu \( A^{n+} \) v rovnici
- \( y \) – stechiometrický koeficient aniónu \( B^{m-} \) v rovnici
- \( [A^{n+}] \) – rovnovážna koncentrácia katiónu v nasýtenom roztoku v mol/dm³
- \( [B^{m-}] \) – rovnovážna koncentrácia aniónu v nasýtenom roztoku v mol/dm³
Pričom platí, že:
- Z látok rovnakého typu, napríklad AgCl a AgBr, je menej rozpustná tá s nižším súčinom rozpustnosti; látky s rôznym počtom iónov, napríklad AgCl a Ag₂CrO₄, takto priamo porovnať nemožno
- Zrazenina sa začne vylučovať, keď súčin koncentrácií iónov v roztoku, umocnených na ich stechiometrické koeficienty, dosiahne alebo prekročí hodnotu \( K_s \)
- Rozpustnosť závisí od teploty, od koncentrácie iónov v roztoku a od prítomnosti ďalších látok
- Výraz pre súčin rozpustnosti sa zostavuje podľa stechiometrie rovnice rozpúšťania
Príklad:
Fluorid vápenatý CaF₂ je málo rozpustná soľ. Jeho rozpúšťanie vo vode opisuje rovnovážna reakcia:
\( \ce{CaF2 (s) <=> Ca^{2+} (aq) + 2F- (aq)} \)
Pri 25 °C je koncentrácia vápenatých katiónov Ca²⁺ v nasýtenom roztoku 2,1 × 10⁻⁴ mol/dm³.
1. Výraz pre súčin rozpustnosti
Pre fluorid vápenatý platí:
\( K_s = [\text{Ca}^{2+}] [\text{F}^-]^2 \)
2. Výpočet koncentrácie fluoridových aniónov
Zo stechiometrie rovnice vyplýva, že na každý rozpustený katión Ca²⁺ pripadajú dva anióny F⁻. V nasýtenom roztoku čistej soli vo vode preto platí:
\( \begin{aligned} [\text{F}^-] &= 2 \times [\text{Ca}^{2+}] \\ &= 2 \times (2{,}1 \times 10^{-4}) \\ &= 4{,}2 \times 10^{-4}\ \text{mol/dm}^3 \end{aligned} \)
3. Výpočet hodnoty súčinu rozpustnosti
Dosadíme vypočítané hodnoty do výrazu pre \( K_s \):
\( \begin{aligned} K_s &= [\text{Ca}^{2+}] [\text{F}^-]^2 \\ &= (2{,}1 \times 10^{-4}) \times (4{,}2 \times 10^{-4})^2 \\ &= (2{,}1 \times 10^{-4}) \times (1{,}764 \times 10^{-7}) \\ &\approx 3{,}7 \times 10^{-11} \end{aligned} \)
Súčin rozpustnosti fluoridu vápenatého pri 25 °C je teda približne 3,7 × 10⁻¹¹. Jeho jednotka závisí od počtu iónov vo výraze, pre CaF₂ je to mol³/dm⁹, v tabuľkách sa však hodnoty súčinu rozpustnosti často uvádzajú bez jednotky.
| Látka | Rovnovážna reakcia | Výraz pre \( K_s \) |
|---|---|---|
| AgCl | \( \ce{AgCl (s) <=> Ag+ (aq) + Cl- (aq)} \) | \( K_s = [\ce{Ag+}][\ce{Cl-}] \) |
| BaSO₄ | \( \ce{BaSO4 (s) <=> Ba^{2+} (aq) + SO4^{2-} (aq)} \) | \( K_s = [\ce{Ba^{2+}}][\ce{SO4^{2-}}] \) |
| CaF₂ | \( \ce{CaF2 (s) <=> Ca^{2+} (aq) + 2F- (aq)} \) | \( K_s = [\ce{Ca^{2+}}][\ce{F-}]^2 \) |
| Al(OH)₃ | \( \ce{Al(OH)3 (s) <=> Al^{3+} (aq) + 3OH- (aq)} \) | \( K_s = [\ce{Al^{3+}}][\ce{OH-}]^3 \) |
Faktory ovplyvňujúce zrážacie reakcie link
- koncentrácia iónov – čím vyššia je koncentrácia iónov v roztoku, tým skôr ich súčin dosiahne súčin rozpustnosti a látka sa vyzráža
- spoločný ión – rozpustnosť málo rozpustnej látky sa výrazne zníži, ak roztok obsahuje ďalší elektrolyt s rovnakým iónom, napríklad chlorid strieborný je v roztoku chloridu sodného menej rozpustný ako v destilovanej vode
- pH roztoku – mnohé zrážacie reakcie závisia od pH, napríklad rozpustnosť hydroxidov kovov sa mení podľa kyslosti alebo zásaditosti prostredia
- teplota – vo väčšine prípadov vyššia teplota rozpustnosť zvyšuje, existujú však výnimky, napríklad hydroxid vápenatý
- prítomnosť komplexotvorných látok – niektoré ióny tvoria komplexy, čím sa zabráni vyzrážaniu, napríklad katióny striebra s amoniakom
Postup pri zrážacích reakciách link
Zrazenina sa od roztoku oddeľuje filtráciou. Aby sa dala dobre filtrovať, zrážadlo sa pridáva pomaly za miešania.
Po vyzrážaní môže byť zrazenina znečistená cudzími iónmi, ktoré sa na ňu adsorbovali, preto sa premýva. Na premývanie sa používa:
- destilovaná voda – používa sa najčastejšie, ale môže mierne rozpúšťať aj samotnú zrazeninu, preto sa jej použije len nevyhnutné množstvo
- roztok so spoločným iónom – znižuje rozpustnosť zrazeniny, a tým aj jej straty pri premývaní
Využitie zrážacích reakcií link
Zrážacie reakcie majú široké využitie v rôznych oblastiach chémie a priemyslu:
- analytická chémia – slúžia na dôkaz iónov v roztokoch a pri vážkovej analýze (gravimetrii) na stanovenie ich množstva z hmotnosti vysušenej zrazeniny:
- chloridové, bromidové a jodidové anióny dokazuje dusičnan strieborný – vzniká biela zrazenina AgCl, žltkastá AgBr a žltá AgI
- síranové anióny dokazujú katióny bária – vzniká biela zrazenina BaSO₄
- úprava vody – zrážaním sa odstraňujú škodlivé ióny z pitnej vody a z priemyselných odpadových vôd
- farmaceutický priemysel – niektoré liečivá sa vyrábajú vyzrážaním účinných látok
- výroba pigmentov – mnohé pigmenty sa získavajú ako zrazeniny málo rozpustných zlúčenín
