398 [1024x768]

407

NIEKTÓRE RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW

Równowagi kwasowo-zasadowe

Istnieją dwa ujęcia teorii kwasów i zasad. Według pierwszego ujęcia (teoria protonowa), kwas jest źródłem protonów zaś według drugiego (teoria elektronowa), zasada jest źródłem elektronów.

Bardziej ogólne ujęcie teorii kwasów i zasad daje protonowa teoria Bronstfda, mająca zastosowanie we wszystkich rodzajach rozpuszczalników i stanach skupienia (roztwory wodne, niewodne, ciecze, gazy i ciała stałe). Według tej teorii

kwasem jest substancja protono-donorowa, tj. substancja odszczepiająca proton, zaś zasadą jest substancja protono-akccptorowa, tj. przyłączająca proton.

Kwas i zasada są więc ze sobą sprzężone poprzez reakcję: kwas = zasada + proton

NH* ^NH₃ + H*

HSO; ^ SOI’ + H+

W takim ujęciu reakcje kwsowo-zasadowc są reakcjami „konkurencji" o proton pomiędzy kwasami a zasadami. Ponieważ jednakże swobodny proton nie istnieje prawdopodobnie w żadnym rozpuszczalniku, reakcje kwasowo-zasadowe można traktować jako reakcje wymiany protonu pomiędzy kwasem HA a zasadą B, w wyniku której tworzy się słaba zasada A" oraz słaby kwas HB⁺:

HA + B ^ A' + HB*    (5.146)

Kwas HA jest więc sprzężony ze swoją zasadą A^-, podobnie jak zasada B jest sprzężona ze swoim kwasem HB⁺.

Równowagi kwasowo-zasadowe są więc równowagami pomiędzy sprzężonymi równowagi parami kwasów i zasad:    kwasowo-

•ZASADOWE

kwas I zasada II zasada I kwas II

nh; + co\- ^ nh₃ + hcoj

HjO + NH₃    OH- + NH; , itp.

Oczywiście według tej koncepcji, pojęcia kwas i zasada są pojęciami bardzo W7ględnymi, gdyż np. jon HSOi jest kwasem względem jonu HCOj, natomiast zasadą względem kwasu H₂S0₄, gdyż:

HSOi + HCOj r* SOŚ" + H₂CO,

HjSO* + NHj ^ HSOi + NH^