Aby uzasadnić przyczynę odczynu kwasowego i zasadowego wodnych roztworów wybranych substancji, można posłużyć się teorią kwasów i zasad Brønsteda-Lowry’egoteoria kwasów i zasad Brønsteda - Lowry’ego (teoria protolityczna, teoria protonowa)teorią kwasów i zasad Brønsteda-Lowry’ego, która mówi o tym, że:

• kwasamikwas Brønstedakwasami nazywamy związki chemiczne lub jony, które są zdolne do oddania jonów wodoru (protonów) – są to więc donorydonordonory (dawcy) jonów wodoru (protonów);

• zasadamizasada Brønstedazasadami nazywamy związki chemiczne lub jony, które są zdolne do przyjmowania jonów wodoru (protonów) – są to więc akceptoryakceptorakceptory (biorcy) jonów wodoru (protonów).

R13hmKWwDZZji

Ilustracja przedstawia schemat reakcji: kwas jako dawca protonu ${\mathrm{H}}^{+}$, strzałka w prawo, nad strzałką zapis jon ${\mathrm{H}}^{+}$, zasada jako biorca jonu ${\mathrm{H}}^{+}$.

Cząsteczka lub jon kwasu po oddaniu jonu wodoru staje się cząsteczką lub jonem zasady i odwrotnie – cząsteczka lub jon zasady po przyłączeniu jonu wodoru staje się cząsteczką lub jonem kwasu. Można wyróżnić więc tzw. sprzężone pary kwasów i zasad, zgodnie z poniższym schematem:

RIPDptTiOnUsg

Ilustracja przedstawia ogólny schemat reakcji: Zasada druga dodać kwas pierwszy, strzałka w prawo, powstają kwas drugi dodać zasada pierwsza. Relacja między zasadą drugą a powstającym kwasem drugim: przyjmowanie protonu. Relacja między kwasem pierwszym a powstającą zasadą pierwszą: oddawanie protonu.

Należy tutaj zaznaczyć, że im mocniejszy kwas, tym słabsza zasada z nim sprzężona.

Dysocjacja elektrolityczna chlorowodoru

Cząsteczka wody pełni rolę zasady, ponieważ pobiera jon wodoru od cząsteczki $\mathrm{HCl}$ będącej dawcą tego jonu, czyli pełniącej rolę kwasu.

Dysocjacja elektrolityczna kwasu siarkowego(VI)

Cząsteczka wody pełni rolę zasady w dwuetapowej dysocjacji elektrolitycznej kwasu siarkowego(VI), pobierając jon wodoru najpierw od cząsteczki kwasu siarkowego(VI), a następnie od anionu wodorosiarczanowego(VI) – dawców jonów wodoru.

Dysocjacja wodorowęglanu sodu

W roztworze wodnym najpierw zachodzi dysocjacja soli na jony pod wpływem wody:

Następnie anion wodorowęglanowy ulega dalszej dysocjacji pod wpływem wody, oddając jej jon ${\mathrm{H}}^{+}$:

W tej reakcji aniony wodorowęglanowe pełnią rolę kwasu, ponieważ oddają jon wodoru do cząsteczki wody, która z kolei pełni rolę zasady.

Należy zwrócić tutaj uwagę, że jon ${{\mathrm{HCO}}_3}^{-}$ jest jonem amfiprotycznym, czyli takim, który może pełnić rolę zarówno kwasu, jak i zasady wg teorii Brønsteda‑Lowry’ego.

Hydroliza chlorku amonu

W roztworze wodnym najpierw zachodzi dysocjacja soli na jony:

Następnie hydroliza jonów pochodzących od słabego elektrolitu, czyli w tym przypadku kationów amonu. Gdyby oba elektrolity były słabe, to oba uległyby hydrolizie.

W reakcji hydrolizy kationów amonu pełnią one rolę kwasu, gdyż oddają jon wodoru do cząsteczki wody pełniącej rolę zasady.

Dysocjacja wodorotlenku sodu pod wpływem wody

Podczas rozpuszczania wodorotlenku sodu w wodzie uwalniane są jony ${\text{Na}}^{+}$ i ${\text{OH}}^{-}$. Należy zwrócić uwagę, że właściwą zasadą Brønsteda-Lowry'ego są jony ${\text{OH}}^{-}$, a nie $\text{NaOH}$ jako związek chemiczny. W roztworze wodnym nie istnieją bowiem drobiny $\text{NaOH}$.

Zasadowość jonów ${\text{OH}}^{-}$ można udowodnić, zapisując równanie reakcji:

Hydroliza węglanu sodu

W roztworze wodnym najpierw zachodzi dysocjacja soli na jony:

Następnie zachodzi hydroliza jonów pochodzących od słabego elektrolitu, czyli w tym przypadku anionów węglanowych:

W reakcji hydrolizy anionów węglanowych pełnią one rolę zasady, ponieważ przyjmują jon wodoru od cząsteczki wody, która w tej roli jest kwasem.

Hydroliza wodorosiarczku potasu

W roztworze wodnym najpierw zachodzi dysocjacja soli na jony:

W roztworze wodnym $\mathrm{KHS}$ zachodzą jednocześnie dwa procesy: hydrolizy i dysocjacji. Jony ${\mathrm{HS}}^{-}$ będą ulegały dysocjacji zgodnie z równaniem reakcji:

Proces ten zachodzi jednak w niewielkim stopniu. Z dużo większą wydajnością zachodzi proces hydrolizy jonów ${\mathrm{HS}}^{-}$:

W tym przypadku jony ${\mathrm{HS}}^{-}$pełnią rolę zasady, bo przyjmują jon wodoru od cząsteczki wody w funkcji kwasu. Dlatego odczyn wodnego roztworu soli jest zasadowy.

Niektóre sole wykazują odczyn obojętny lub zbliżony do obojętnego, jeżeli:

• pochodzą od mocnego kwasu i mocnej zasady – wówczas reakcja hydrolizy nie zachodzi i odczyn jest obojętny;

• pochodzą od słabego kwasu i słabej zasady – wówczas zachodzi hydroliza katinowo‑anionowa i odczyn jest zbliżony do obojętnego.

Hydroliza octanu amonu

W roztworze wodnym najpierw zachodzi dysocjacja soli na jony:

Następnie hydroliza jonów pochodzących od obu elektrolitów – zachodzą procesy hydrolizy zarówno kationów, jak i anionów:

Odczyn roztworów takich soli jest zbliżony do obojętnego. Większość powstających jonów ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$ i ${\text{OH}}^{-}$ ulega wzajemnemu zobojętnieniu. W przypadku, gdy któryś z procesów hydrolizy zachodzi znacznie wydajniej, to odczyn roztworu może być bardzo słabo kwasowy lub bardzo słabo zasadowy. Niemniej na poziomie szkolnym przyjmujemy po prostu, że odczyn ten jest zbliżony do obojętnego.

To, który proces zachodzi wydajniej zależy od stały równowagi (stałych hydrolizy) poszczególnych jonów.

Słownik

sprzężona para kwas–zasada

sprzężona para kwas–zasada

to para reagentów, w której kwasem jest cząsteczka lub jon stanowiące donor jonu wodorowego, a zasadą cząsteczka lub jon powstałe w wyniku odszczepienia tego jonu wg równania:

R19pUrDyHGQ54

Ilustracja przedstawia ogólny schemat reakcji: Zasada druga dodać kwas pierwszy, strzałka w prawo, powstają kwas drugi dodać zasada pierwsza. Zasadę drugą i kwas oznaczono jaką sprzężoną parę, kolejną taką parą jest kwas pierwszy i zasada pierwsza.