Nauczanie chemii nie jest sztuką dla sztuki. Nie powinniśmy tworzyć konstrukcji odległych od rzeczywistości, tylko po to, aby móc uznać, że dany obszar wiedzy jest ogarnięty i możemy go odkliknąć. Pamiętajmy: tylko prawda jest ciekawa. A teraz do rzeczy. Hydroliza soli jest jednym z istotnych tematów omawianych w zakresie chemii licealnej. Niestety wciąż przy omawianiu tego zagadnienia nie stosujemy konsekwentnie eleganckiego instrumentarium pojęciowego, jakiego dostarcza nam mająca nieco ponad sto lat protonowa teoria kwasów i zasad (1923), a który uczeń poznaje na lekcjach. Poznaje, ale później nie stosuje, a szkoda.
Uczeń najczęściej poznaje hydrolizę soli bardzo schematycznie, i – z powodu, który okaże się za chwilę jasny – ofiarą tego schematyzmu staje się przede wszystkim hydroliza kationowa, której ulegają w mniejszym lub większym stopniu kationy większości metali w roztworach. Rozpatrzmy to na przykładzie hydrolizy soli glinu np. chlorku (AlCl3).
Jak to obecnie jest przedstawiane najczęściej? Otóż mówimy, że w roztworze wodnym chlorku glinu znajdują się kationy glinu (Al3+) i chlorkowe (Cl–). Czasem dodajemy, że są zhydratowane. Ale z tego ostatniego faktu nie wyciągamy już żadnych wniosków. Dalej mówimy, iż jony glinu, jako że wodorotlenekj glinu jest słabą zasadą reagują z cząsteczkami wody:
Wygląda to jak przyłączanie odrywanych od cząsteczek wody anionów wodorotlenowych do jonów glinu. To nic, że ma to mało wspólnego z rzeczywistością, ale nic innego zwykle nie jest pokazywane uczniowi.
A czego uczeń powinien dowiedzieć się zamiast tego? Powinien dowiedzieć się o kluczowej roli cząsteczek wody warstwy hydratacyjnej, a dokładniej cząsteczek wody koordynacyjnie związanej z kationem metalu. Uczeń poznaje różne związki kompleksowe, do znudzenia opowiada się na chemii organicznej np. o kompleksach alkoholi wielowodorotlenowych z jonami miedzi (II), a na temat akwajonów, być może najważniejszych jonach kompleksowych niemal cisza. Dzięki oddziaływaniu ładunku dodatniego kationu metalu na wolną parę elektronową atomu tlenu (tu kation metalu działa jak kwas Lewisa) następuje przesunięcie ładunku elektronowego w cząsteczce wody. I znowu nic nowego. O kwasach i zasadach Lewisa i efekcie indukcyjnym uczeń słyszy między innymi, kiedy porównujemy moc kwasu octowego z mocą jego halogenopochodnych np. kwasu trichlorooctowego, albo kiedy porównujemy moc kwasów tlenowych dla różnych niemetali je tworzących. Ten aspekt jest bardzo istotny, gdyż wiedza na temat cząsteczek wody w różnych ich otoczeniach jest ważniejsza od szczegółów dotyczących znacznie mniej istotnych cząsteczek. Woda to kluczowy związek, ale należy pokazać, że jej cząsteczki mogą mieć różne właściwości w zależności od otoczenia. Tu mamy ciekawy przykład sytuacji, gdy mamy cząsteczki wody w otoczeniu innych drobin (tu kationów metali) i cząsteczki wody w fazie objętościowej w otoczeniu innych cząsteczek wody. Na skutek wspomnianego efektu indukcyjnego i przesunięcia ładunku elektronowego w tych pierwszych dochodzi do zwiększenia polaryzacji wiązania
O-H i zwiększenia kwasowości atomów wodoru, co skutkuje zachodzeniem odwracalnej reakcji:
Stała dysocjacji kwasowej takiego akwajonu jest nieco mniejsza niż kwasu octowego (pKa = 5,1 względem pka kwasu octowego równego 4,76), co wystarcza, aby znacząco obniżyć pH względem odczynu obojętnego.
Oczywiście taki opis nadal jest opisem uproszczonym , ale odzwierciedla on główne efekty: zwiększenie kwasowości atomów wodoru w pierwszej strefie koordynacyjnej wokół niektórych (właściwie większości) kationów metali, przeniesienie protonu z tych cząsteczek wody na cząsteczki wody znajdujące się nieco głębiej w fazie objętościowej. Opis ten pomija skomplikowane procesy prowadzące do polimeryzacji prowadzącej do otrzymywania kationów zawierających więcej niż jeden atom metalu. Od zainteresowania uczniów powinno zależeć, na ile nauczyciel będzie kontynuować tę fascynująca opowieść: czy powie właśnie o tych bardziej złożonych strukturach, czy przybliży czynniki, które wpływają na stałą dysocjacji kwasowej akwajonów. Nie jest natomiast dla ucznia, który pamięta, że moc kwasu spada przy przechodzeniu do kolejnych etapów dysocjacji niczym niezrozumiałym, że hydroliza ta w roztworze wodnym zatrzyma się zasadniczo na stopniu pierwszym i dopiero dodatek mocnej zasady będzie powodował odrywanie się protonów od kolejnych cząsteczek wody kompleksujących kation glinu.
Nie należy rezygnować z tego sposobu opowiadania o hydrolizie kationowej. Z co najmniej trzech powodów:
- ten sposób pomimo uproszczeń opisuje hydrolizę podając zjawiska, które rzeczywiście zachodzą,
- sposób alternatywny nie jest uproszczeniem, lecz jest opisem z gruntu błędnym – opisuje hydrolizę za pomocą zjawisk, które w ogóle nie zachodzą, pokazując istnienie w roztworze wodnym „gołego” kationu glinowego, a co gorsza jego reakcję z wodą, zamiast wskazywać na uczestnictwo w procesie cząsteczek wody związanych koordynacyjnie z kationem metalu,
- opis hydrolizy z wykorzystaniem teorii Brønsteda – Lowry’ego pokazuje elegancki ciąg przyczynowo-skutkowy prowadzący do łatwo mierzalnego efektu – obniżenia pH roztworu wodnego soli wielu metali na skutek ich hydrolizy.
Jeżeli chemia jest muzyką, to ta muzyka brzmi pięknie. Takie podejście do hydrolizy kationowej powinno znaleźć trwałe miejsce w szkolnym nauczaniu chemii.
