Przeczytaj
Woda a teoria kwasów i zasad Brønsteda‑Lowry’ego
Według teorii kwasów i zasad Brønsteda-Lowry’ego], kwasem nazywamy cząsteczkę lub jon, które są donorem jonu wodoru, a zasadą te, które są jego akceptoremakceptorem. Donorem jonu wodoru jest więc każda substancja, która może dysocjować i przekazać go do zasady, posiadającej wolną parę elektronową.
Cząsteczka wody jest zdolna do autodysocjacjiautodysocjacji, zachodzącej zgodnie z poniższym równaniem reakcji:
Z równania reakcji wynika, że woda jest zdolna zarówno do oddania, jak i przyjęcia jonu wodoru. Oddając ten jon, staje się jonem (anionem wodorotlenkowym), a przyjmując go – jonem (kationem oksoniowym). Woda ma zatem właściwości amfiprotyczneamfiprotyczne, czyli może pełnić rolę zarówno kwasu, jak i zasady.
Aby wyjaśnić rolę wody jako kwasu, należy przeanalizować różne reakcje chemiczne zachodzące w roztworach wodnych.
Hydroliza anionowa soli mocnej zasady i słabego kwasu
Sole pochodzące od mocnej zasady oraz słabego kwasu, np. , , , w roztworach wodnych wykazują odczyn zasadowy. Dzieje się tak, ponieważ aniony pochodzące od słabego kwasu ulegają hydrolizie anionowej, czyli reakcji z wodą z utworzeniem jonów . Woda, oddając jon wodoru, staje się anionem wodorotlenkowym, odpowiedzialnym za odczyn zasadowy roztworu soli.
Na przykład w reakcji hydrolizy anionów węglanowych, woda, jako kwas 1, oddaje jon wodoru, stając się jonem , czyli zasadą 1. Jednocześnie anion węglanowy, jako zasada 1, przyjmuje jon wodoru od cząsteczki wody i staje się anionem wodorowęglanowym – kwasem 2.
Możemy zatem wyróżnić dwie sprzężone pary kwas‑zasada:
Kwas | Zasada | |
Sprzężona para 1. | ||
Sprzężona para 2. |
W analogiczny sposób przebiegają inne reakcje hydrolizy soli, pochodzących od słabych kwasów i mocnych zasad, np.:
Reakcja wodorków metali z wodą
W reakcjach wodorków metali z wodą, to woda pełni rolę kwasu, ponieważ przekazuje jon , a ten z kolei łączy się z jonem , pełniącym rolę zasady. Powstają wówczas dwuatomowe cząsteczki wodoru oraz aniony wodorotlenkowe, zgodnie ze schematem:
W reakcji wodorków z wodą sprzężone pary kwas‑zasada tworzą:
Kwas 1 | Zasada 1 |
Kwas 2 | Zasada 2 |
Równanie reakcji można w sposób cząsteczkowy zapisać jako:
Reakcja nadtlenków z wodą
W reakcjach nadtlenków z wodą, to właśnie woda pełni rolę kwasu, będąc dawcą jonu wodoru. Z kolei jego biorcą jest anion nadtlenkowy . Powstaje wówczas anion wodorotlenkowy i nadtlenek wodoru, jak to pokazano na poniższym schemacie:
W reakcji nadtlenków z wodą sprzężone pary kwas‑zasada tworzą:
Kwas 1 | Zasada 1 |
Kwas 2 | Zasada 2 |
Zgodnie ze schematem, na jeden anion nadtlenkowy przypadają dwie cząsteczki wody. Reakcję zapisuje się w sposób cząsteczkowy, zgodnie z poniższym równaniem reakcji:
Reakcja tlenków z wodą
W przypadku reakcji tlenków z wodą, tu także woda pełni rolę kwasu, będąc dawcą jonu wodoru. Biorcą tego jonu jest anion tlenkowy . Powstają wówczas dwa aniony wodorotlenkowe, co zostało przedstawione na poniższym schemacie:
W reakcji tlenków z wodą, sprzężone pary kwas‑zasada tworzą:
Kwas 1 | Zasada 1 |
Kwas 2 | Zasada 2 |
Zgodnie ze schematem, na jeden anion tlenkowy przypada jedna cząsteczka wody. Reakcję zapisuje się w sposób cząsteczkowy, zgodnie z poniższym równaniem reakcji:
Słownik
wg tej teorii kwasami są cząstki (cząsteczki, jony), które są donorami jonów wodoru (oddają jony wodoru) w reakcji z akceptorami jonów wodoru (cząstkami przyjmującymi jony wodoru), które z kolei wg tej teorii są zasadami
każda substancja mogąca odłączyć od siebie jon wodoru
dawca jonu wodoru
biorca jonu wodoru
para reagentów (kwasIndeks dolny 11- zasadaIndeks dolny 11 oraz kwasIndeks dolny 22 – zasadaIndeks dolny 22) w reakcji przeniesienia jonu wodoru według równania:
dysocjacja elektrolityczna rozpuszczalnika amfiprotycznego, zachodząca wskutek wymiany jonów wodoru między jego cząsteczkami
substancja, indywiduum chemiczne (cząsteczka, jon), które wg teorii kwasów i zasad Brønsteda- Lowry’ego może — zależnie od środowiska reakcji — przyłączać lub odłączać jeden bądź więcej jonów wodoru
samorzutny proces rozpadu indywiduów chemicznych (kwasów, zasad, soli) na jony
Bibliografia
Pazdro K.M., CHEMIA Podręcznik do kształcenia rozszerzonego w liceach, Część IV. Chemia nieorganiczna, Warszawa 2009.