Według teorii Arrheniusateoria Arrheniusateorii Arrheniusa, kwasy są związkami chemicznymi, które dysocjują z odszczepieniem jonów ${\text{H}}^{+}$ (dzisiaj wiemy, że są to jony ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$), a zasady związkami, które dysocjują z odczepieniem jonów ${\text{OH}}^{‒}$.

Teoria Brønstedateoria kwasów i zasad Brønsteda–Lowry'egoTeoria Brønsteda opisuje procesy kwasowo–zasadowe, zachodzące w środowisku rozpuszczalnika protycznego, tzn. takiego, który może wymieniać (przyjmować i oddawać) jony wodoru. Przykładem takiego rozpuszczalnika jest oczywiście woda, ale także ciekły amoniak, bezwodny kwas siarkowy($\text{VI}$) oraz bezwodny kwas octowy.

Według teorii kwasów i zasad Brønsteda–Lowry'ego:

• kwasy są donorami (dawcami) jonów wodoru;

• zasady są akceptorami (biorcami) jonów wodoru.

Reakcja kwasowo–zasadowa w ujęciu teorii Brønsteda polega na przekazaniu jonu wodoru od kwasu do zasady:

Reakcja kwasowo–zasadowa w ujęciu teorii Brønsteda prowadzi więc do otrzymania słabszego kwasu i słabszej zasady.

Na przykładzie równania dysocjacji elektrolitycznej chlorowodoru można rozważyć jaką rolę pełnią poszczególne reagenty:

Według teorii Brønsteda–Lowry'ego reakcja zachodzi między silnym kwasem (${\mathrm{K}}_1$) a silną zasadą (${\mathrm{Z}}_2$), dając słabszą zasadę (${\mathrm{Z}}_1$) i słabszy kwas (${\mathrm{K}}_2$):

Pary ${\mathrm{K}}_1$–${\mathrm{Z}}_1$ oraz ${\mathrm{K}}_2$–${\mathrm{Z}}_2$ są sprzężonymi parami kwas–zasada i różnią się tylko obecnością jonu wodoru (jonu ${\text{H}}^{+}$).

Wracając do dysocjacji kwasu solnego, możemy określić role kwasu i zasady, ale również możemy zaznaczyć sprzężone pary:

Kwas chlorowodorowy jest kwasem bardzo mocnym i ulega całkowitej dysocjacji. Oznacza to, że w roztworze występują tylko jony ${\text{Cl}}^{‒}$ i ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$, natomiast brakuje niezdysocjowanego $\text{HCl}$. Możemy zatem określić moc składników sprzężonej pary kwas–zasada $\text{HCl}$ – ${\text{Cl}}^{‒}$.

Woda może również pełnić rolę mocnego kwasu. W roztworze wodnym amoniaku zachodzi dysocjacja częściowa.

Sprzężone pary kwas–zasada:

Oznacza to, że ustala się pewien stan równowagistan równowagistan równowagi, charakteryzujący się współwystępowaniem formy kwasowej (${\text{NH}}_4^{+}$) i zasadowej (${\text{NH}}_3$). Ustalanie stanu równowagi zapisuje się za pomocą dwóch strzałek w przeciwnych kierunkach.

W roztworze słabego kwasu, jakim jest kwas octowy, zachodzi częściowa dysocjacja:

Oznacza to, że ustala się pewien stan równowagistan równowagistan równowagi, charakteryzujący się współwystępowaniem formy kwasowej (${\text{CH}}_3\text{COOH}$) i zasadowej (${\text{CH}}_3{\text{COO}}^{‒}$). Ustalanie stanu równowagi zapisuje się za pomocą dwóch strzałek w przeciwnych kierunkach.

Sprzężona para zawiera w tym przypadku kwas i zasadę o zbliżonej, niewielkiej mocy. W zależności od warunków, forma kwasowa (${\text{CH}}_3\text{COOH}$) może oddawać jony wodoru, a forma zasadowa (${\text{CH}}_3{\text{COO}}^{‒}$) może je przyłączać.

Hydroliza octanu sodu – sól słabego kwasu i mocnej zasady

Analogiczny stan równowagi ustala się w roztworze octanu sodu:

Prowadzi to do wytworzenia niewielkiej ilości jonów ${\text{OH}}^{‒}$, które nadają roztworowi
${\text{CH}}_3\text{COONa}$ odczyn zasadowy. Proces ten nazywa się hydrolizą anionowąhydroliza anionowahydrolizą anionową (ulega jej anion) bądź dysocjacją zasadową (dysocjuje zasada Brønsteda, jon octanowy).

Hydroliza chlorku amonu – sól mocnego kwasu i słabej zasady

Jeżeli sólsólsól zawiera kationy będące w sensie teorii Brønsteda–Lowry'ego słabym kwasem, wówczas może zajść analogiczny proces, nazywany hydrolizą kationowąhydroliza kationowahydrolizą kationową.

Hydroliza kationu amonu:

Otrzymany roztwór ma odczyn kwasowy, ponieważ część kationów amonu oddała jon wodoru cząsteczkom wody, co doprowadziło do powstania jonów oksoniowych ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$ oraz ${\text{NH}}_3$, zasady sprzężonej z jonem amonou.

Hydroliza chlorku miedzi($\text{II}$) – sól mocnego kwasu i słabej zasady

Kationy litowców i berylowców (z wyjątkiem berylu) nie ulegają hydrolizie kationowej. Jeżeli mamy do czynienia z kationami pozostałych metali, wówczas możemy mówić o hydrolizie kationowej, ponieważ ich wodorotlenki są słabymi elektrolitami w roztworze nastąpi proces równowagowy:

Ta reakcja nosi nazwę hydrolizy kationowej, ponieważ ulegają jej kationy. Powstają wówczas jony ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$ i pojawia się kwasowy odczyn roztworu.

Hydroliza octanu amonu – sól słabego kwasu i słabej zasady

W przypadku, gdy w roztworze będą znajdować się jednocześnie jony słabego kwasu oraz słabej zasady Brønsteda, np. wskutek rozpuszczenia octanu amonu, wtedy jednocześnie zajdą obydwa procesy:

Proces ten nosi nazwę hydrolizy kationowo–anionowej. Odczyn otrzymanego roztworu będzie zbliżony do obojętnego.

Niektóre związki jonowe ulegają nieodwracalnej hydrolizie. Przykładem może być reakcja wodorku sodu z wodą. $\text{NaH}$ jest związkiem o budowie jonowej, zawiera więc jony ${\text{H}}^{‒}$:

Jon wodoru ${\text{H}}^{‒}$ jest mocną zasadą, sprzężoną z słabym kwasem – ${\text{H}}_2$. Ponieważ cząsteczka wodoru w wodzie w ogóle nie dysocjuje, oczywiste jest, że anion wodorkowy „chwyta” kation wodoru z cząsteczek rozpuszczalnika. Proces ten jest nieodwracalny również z uwagi na fakt, że jest to proces typu redoks.

Najważniejsze wnioski:

• w roztworze wodnym nie mogą istnieć mocniejsze kwasy niż ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$, ani mocniejsze zasady niż ${\text{OH}}^{‒}$,

• im mocniejszy dany kwas, tym słabsza sprzężona zasada i odwrotnie.

Słownik

Bibliografia

Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa $1997$ i wyd. następne.