Obraz0 (55)

tycznych są zatem reakcje dysocjacji, reakcje hydrolizy i reakcje zobojętniania.

Zgodnie z teorią jonową Arrheniusa w reakcji dysocjacji powstają jony z cząsteczki obojętnej, a woda jako rozpuszczalnik zapewnia tylko korzystne środowisko, w którym reakcja może przebiegać. W teorii Bronsteda i Lowry’ego w reakcjach dysocjacji cząsteczkowych kwasów i zasad, cząsteczki rozpuszczalnika pełnią rolę akceptora lub donora protonów.

Według teorii Arrheniusa reakcję hydrolizy można zdefiniować jako przebiegającą między wodą a solami słabych (mocnych) kwasów i mocnych (słabych) zasad, lub solami słabych kwasów i słabych zasad. Równanie hydrolizy zapisane jonowo, formalnie oddaje sens reakcji zgodnie ze współczesnymi poglądami. Kationy słabych zasad i aniony słabych kwasów są według teorii Bronsteda i Lowry’ego kationowymi kwasami i anionowymi zasadami. Zatem w roztworze muszą być obecne jony o przeciwnym znaku, które nie odgrywają żadnej roli w samej reakcji protolizy:

HB⁺ + H₂0    H₃0⁺ + B    (4.1.8)

A +H₂0 ^ HA + OH"    (4.1.9)

Z tych względów obecnie nie ma potrzeby stosowania terminu hydroliza, który określa tylko szczególny przypadek reakcji protolizy.

Zgodnie z teorią jonową Arrheniusa reakcje zobojętnienia przebiegają między cząsteczkowym kwasem i zasadą z utworzeniem soli i wody. Właściwym produktem jest woda, gdyż jony soli (anion pochodzący od kwasu i kation pochodzący od zasady) istnieją w takiej samej postaci zarówno przed, jak i po reakcji.

Według teorii Bronsteda i Lowry’ego reakcja zobojętniania mocnego kwasu mocną zasadą polega na przeniesieniu protonu z jonu H₃0⁺ do jonu OH” (4.1.10). W reakcji słabego kwasu i mocnej zasady proton przechodzi wprost z cząsteczki kwasu do jonu OH^- (4.1.11). W reakcji zobojętniania mocnego kwasu słabą zasadą przeniesienie protonu następuje między jonem H₃0⁺ a cząsteczką zasady (4.1.12). W reakcji słabego kwasu ze słabą zasadą proton jest wymieniany bezpośrednio między tymi związkami (4.1.13).

H30^+ + 0IT —* 2HzO	(4.1.10)
ha+oit fgjg h2o+a^_	(4.1.11)
h3o^++b — hb^++h2o	(4.1.12)
HA + B —* HB^+ +A^-	(4.1.13)

Powyższe reakcje są pizykładami układów dwóch sprzężonych par kwas -zasada:

kwasi + zasada₂    kwas₂ + zasadaj    (4.1.14)

Reakcja kwas-zasada (4.1.14) przebiega zawsze w kierunku utworzenia słabszego kwasu i słabszej zasady, zaś stałą równowagi tej reakcji przedstawia wzór:

_K _ [kwas₂] [zasada^    (4.1.15)

[kwasj][zasada₂]

Stałą tą można też wyrazić jako:

_K [zasadaj[H₃0*] . [zasada₂][H₃0⁺] _

[kwasj    [kwas₂]

gdzie:    , K_&2 - stałe dysocjacji kwasowej kwasui i kwasu₂.

Im mocniejszy jest kwasi, a słabszy kwas2, tym stała równowagi K ma większą wartość, czyli reakcja przebiega praktycznie całkowicie w prawo.

97