Karolina Jakołcewicz

1. Lewisa teoria kwasów i zasad, zaproponowana przez G.N. Lewisa nowa, ogólna definicja kwasów i zasad: kwasami są substancje, które mogą być akceptorami wolnej pary elektronowej (tzn. mogą ją przyłączyć, posiadają tzw. lukę elektronową, np. H+), zasadami zaś substancje spełniające rolę donora pary elektronowej (tzn. takie, które posiadają wolne pary elektronowe, np. OH-, NH3, H2O­).
   Brönsteda teoria kwasów i zasad, teoria sformułowana w 1923 w myśl, której kwasem jest substancja mogąca oddawać protony, natomiast zasadą - substancja, która ma zdolność przyłączania protonów. Kwas oddając proton, przechodzi w sprzężoną z nim zasadę. Reakcja przeniesienia protonu wymaga obecności w układzie dwóch par sprzężonych kwasów i zasad, jedną z nich może stanowić kwasowa i zasadowa forma rozpuszczalnika protolitycznego.
   Arrheniusa teoria kwasów i zasad, teoria opracowana przez Svante Arrheniusa w roku 1887. Kwasy - są to substancje, które w roztworze wodnym dysocjują z wydzieleniem kationów wodorowych. Zasady - są to substancje, które w roztworze wodnym dysocjują z wydzieleniem anionów wodorotlenowych.
   Np. kwas chlorowodorowy
   
   
   
   Np. zasada sodowa

2. Stała dysocjacji - to stała równowagi reakcji dysocjacji czyli rozpadu związków chemicznych na poszczególne jony, pod wpływem rozpuszczalnika, lub pod wpływem np. działania silnego pola elektrycznego.
   Przykładowo dla kwasu HA, ulegającemu reakcji dysocjacji w wodzie:

stała dysocjacji ma postać

Dla zasady B, ulegającej reakcji :

stała dysocjacji ma postać

3. Iloczyn jonowy wody - dla wody w 20°C stężenie jonów hydroniowych i wodorotlenowych jest rzędu 10-7 mol/dm3, co odpowiada stopniowi dysocjacji ok. 2·10-7% zdysocjowanych cząsteczek wody - autodysocjacja wody nie ma zatem praktycznie żadnego wpływu na stężenie molowe niezdysocjowanej wody w wodzie destylowanej, które wynosi ok. 55 mol/dm3

K_w(T) = [H ⁺ ][OH ⁻ ]

Tak zdefiniowany iloczyn jonowy jest stały tylko w przybliżeniu, podobnie jak każda stała równowagi reakcji. Po uwzględnieniu współczynników aktywności zależnych m.in. od siły jonowej roztworu i zastąpieniu stężeń [X] aktywnościami a_x jonów otrzymamy stałą o charakterze termodynamicznym:

- iloczyn jonowy wody (termodynamiczny):

4. Bufory - roztwory, których wartość pH po dodaniu niewielkich ilości mocnych kwasów albo zasad, jak i po rozcieńczeniu wodą prawie się nie zmienia. Roztworami buforowymi są roztwory słabych kwasów oraz ich soli z mocną zasadą, albo słabych zasad i ich odpowiednich soli o zbliżonych stężeniach. Rolę mieszanin buforowych spełniają również roztwory wodorosoli np. NaHCO₃, NaH₂PO₄ lub Na₂HPO₄. Naturalnie, cały układ buforujący nie jest skuteczny w nieskończoność. Każdy bufor posiada swoją pojemność, zwaną pojemnością buforową β, która jest warunkowana stałą równowagi głównej reakcji buforowej, oraz stężeniem czynnika słabo dysocjującego. Na przykład jeśli do roztworu bufora złożonego ze słabego kwasu i jego soli, dodamy tyle silnej zasady, że spowoduje ona całkowitą dysocjację słabego kwasu (HA), w reakcji (2) to dalsze dodawanie tej zasady spowoduje już taką zmianę pH jaka by następowała bez obecności bufora.

5. Amfolity, elektrolity amfoteryczne, substancje amfiprotyczne, elektrolity wykazujące właściwości kwasowe i zasadowe. Amfolitami o największym znaczeniu są aminokwasy, które występują w roztworach wodnych obojętnych gł. w postaci amfijonów (grupa zasadowa -NH2 może przyłączyć proton, grupa kwasowa -COOH może oddać proton).

Punkt izoelektryczny, pI - wartość pH, przy której populacja cząsteczek posiadających grupy funkcyjne mogące przyjmować jednocześnie dodatni i ujemny ładunek elektryczny (np. aminokwasy) zawiera średnio tyle samo ładunków dodatnich co ujemnych, na skutek czego ładunek całkowity całej populacji wynosi zero. Stężenie jonu obojnaczego przyjmuje wtedy maksymalną wartość, a stężenia form anionowej i kationowej mają jednakowe, minimalne stężenie. W przypadku związków słabo rozpuszczalnych występują wtedy też niezdysocjowane cząsteczki.

Sytuacja taka może mieć miejsce w dwóch przypadkach:

* w roztworze istnieją wyłącznie jony obojnacze (tzw. zwitterjony)

* w roztworze istnieje taka sama liczba anionów i kationów

6. Stopień hydrolizy β zdefiniowany jest jako stosunek liczby zhydrolizowanych cząsteczek soli do liczby wszystkich rozpuszczonych cząsteczek soli. Stała hydrolizy soli mocnej zasady i słabego kwasu K_h jest równa: K_h=K_w/K_k, stała hydrolizy soli słabej zasady i mocnego kwasu jest równa: K_h=K_w/K_z, stała hydrolizy soli słabej zasady i słabego kwasu jest równa: K_h=K_w/K_z·K_k, gdzie: K_w - iloczyn jonowy wody, K_k - stała dysocjacji słabego kwasu, K_z - stała dysocjacji słabej zasady (Brönsteda teoria kwasów i zasad).

Stała hydrolizy
Dla reakcji hydrolizy CH₃COONa i równania chemicznego

CH₃COO^- + HOH <=> CH₃COOH + OH^-

zgodnie z prawem działania mas możemy zapisać, że.

gdzie; K - stała równowagi chemicznej

Ponieważ w roztworach rozcieńczonych stężenie wody [HOH] jest praktycznie stałe, możemy napisać.

W równaniu tym stała K_h nosi nazwę stałej hydrolizy.

Reakcje hydrolizy:
Nie wszystkie sole ulegają reakcji hydrolizy. Solami które nie ulegają reakcji hydrolizy są sole mocnych kwasów i mocnych zasad (NaCl, KNO₃, K₂SO₄,...). Hydrolizują natomiast:

• sole słabych kwasów i mocnych zasad - odczyn zasadowy.

CH₃COO ^- + K⁺ + H₂O <=> CH₃COOH + K⁺ + OH^-

CH₃COO ^- + H₂O <=> CH₃COOH + OH^-

Ten stan równowagi nazywany jest reakcją hydrolizy anionowej (zasadowej)

• sole mocnych kwasów i słabych zasad (NH₄NO₃) - odczyn kwasowy

NH₄⁺ + NO₃^- + H₂O NH₃ + NO₃^- + H₃O⁺

NH₄⁺ + H₂O NH₃ + H₃O⁺

Ten stan równowagi nazywany jest reakcją hydrolizy kationowej (kwasowej)

• sole słabych kwasów i słabych zasad

CH₃COONH₄ + H₂O CH₃COOH + NH₄OH

CH₃COO^- + NH₄⁺ + H₂O CH₃COOH + NH₄OH

Ten stan równowagi nazywany jest reakcją hydrolizy kationowo-anionowej (obojętnej).

7. Reakcje kwasowo - zasadowe i ich stałe równowagi

• Rozpuszczalnik jako protonobiorca

HCl + H₂O H₃O⁺ + Cl^-

• Rozpuszczalnik jako protonobiorca

NH₃+ H₂O NH₄⁺+ OH^-

---