Визначення кислот і основ за Бренстедом дозволяє систематизувати безліч хімічних реакцій. В першу чергу це відноситься до тих реакцій, які за Арреніусом розглядаються як реакції нейтралізації і реакції гідролізу солей. Реакція нейтралізації за Бренстедом зворотна реакції автопротолізу води, а оскільки автопротоліз води протікає в невеликій мірі, то реакція нейтралізації є практично незворотною і проходить до кінця.

Приклад.

Реакція нейтралізації між еквімолярними кількостями HCl і NaOH в водному розчині характеризується такими процесами:

Протоліз

HCl + H₂O = Cl^– + H₃O⁺

Електролітична дисоціація

NaOH = Na⁺ + OH^–

Нейтралізація

H₃O⁺ + OH^– ⇄ 2H₂O

За Бренстедом NaOH не є основою (як в теорії Арреніуса), а є лише джерелом іонів OH^– у водному розчині (самі ж іони OH^– є найсильнішою основою за Бренстедом).

Процес, який в теорії Арреніуса має назву гідроліз солей, в результаті якого водні розчини солей набувають кисле або лужне середовище, пояснюється з погляду Протонної теорії Бренстеда тим, що один з видів іонів таких солей в деякій мірі піддається протолізу.

Приклади.

1. Гідроліз амоній хлориду:

Електролітична дисоціація

NH₄Cl = NH₄⁺ + Cl^–

Протоліз

NH₄⁺ + 2H₂O ⇄ NH₃*H₂O + H₃O+; pKa = 9,24; pH < 7

2. Гідроліз натрій карбонату:

Електролітична дисоціація

Na₂CO₃ = 2Na⁺ + CO₃^2-

Протоліз

CO₃^2- + H₂O ⇄ HCO₃^– + OH^–; pKa = 3,67; pH > 7

3. Гідроліз ферум(III) сульфату:

Електролітична дисоціація

Fe₂(SO₄)₃ = 2Fe³⁺ + 3SO₄^2-

Протолізу

Fe³⁺*H₂O + H₂O ⇄ FeOH²⁺ + H₃O⁺; pKa = 2,17; pH < 7

або

Fe(H₂O)₆³⁺ ⇄ [Fe(H₂O)₅(OH)]²⁺ + H₃O⁺

3. Гідроліз натрій гідросульфіду:

Електролітична дисоціація

NaHS = Na⁺ + HS^–

Протолізу

HS^– + H₂O ⇄ S^2- + H₃O⁺; pKa = 12,91

HS^– + H₂O ⇄ H₂S + OH^–; pKb = 7,02; pH > 7

Протоліз іонів HS^– як основи переважає, тому що pKb < pKa, отже, розчин має лужне середовище.

5. Гідроліз натрій дигідрофосфату:

Електролітична дисоціація

NaH₂PO₄ = Na⁺ + H₂PO₄^–

Протоліз

H₂PO₄^– + H₂O ⇄ HPO₄^2- + H₃O⁺; pKa = 7,21; pH < 7

H₂PO₄^– + H₂O ⇄ H₃PO₄ + OH^–; pKb = 11,86

Протоліз іонів H₂PO₄^– як кислоти переважає, тому що pKa < pKb, отже, розчин має кисле середовище.

При обмінних реакціях між слабкими кислотами і основами у водному розчині протоліз відбувається в тому випадку, коли спряжена пара, в якій за реагент обрана кислота, має менше значення pKa, ніж пара, в якій за реагент обрано основу.

На основі закону діючих мас, хімічну рівновагу обмінної реакції слабкої кислоти зі слабкою основою буде тим більше зрушено в бік утворення продуктів, чим далі знаходяться один від одного в шкалі кислотності спряжені пари, причому реагент-кислота відноситься до пари з меншим значенням pKa, а реагент-основа – до пари з більшим значенням pKa. В іншому випадку хімічна рівновага виявиться зрушеною в бік утворення реагентів і протолітична реакція буде неможливою.

Приклади.

Хімічну рівновагу в наступних реакціях зрушено в бік утворення продуктів:

Реакції йдуть в прямому напрямку

NH₃*H₂O + HF ⇄ NH₄⁺ + F^– + H₂O

pKa(NH₄⁺/NH₃*H₂O) – pKa(HF/F^–) = 9,24 – 3,18 = 6,06 > 0

CO₃^2- + HNO₂ ⇄ HCO₃^– + NO₂^–

pKa(HCO₃^–/CO₃^2-) – pKa(HNO₂/NO₂^–) = 10,33 – 3,29 = 7,04 > 0

Реакції йдуть у зворотному напрямку

NH₃*H₂O + HS^– ⇄ NH₄⁺ + S^2- + H₂O

pKa(NH₄⁺/NH₃*H₂O) – pKa(HS^–/S^2-) = 9,24 – 12,91 = -3,67 < 0

CH₃COO^– + HCN ⇄ CH₃COOH + CN^–

pKa(CH₃COOH/CH₃COO^–) – pKa(HCN/CN^–) = 4,76 – 9,31 = -4,55 < 0

Практично це означає, що, наприклад, гідрид амоніаку NH₃*H₂O і гідроген флуорид не можуть спільно перебувати в помітній концентрації у водному розчині, тоді як NH₃*H₂O і HS^– можуть перебувати разом в розчині без змін.

Особлива цінність Протонної теорії Бренстеда для кислот і основ полягає в тому, що вони можуть бути застосовані для реагентів, що знаходяться в розчинниках, в яких можливе перенесення протонів. До до таких розчинників відносяться, наприклад, рідкий амоніак та безводна оцтова кислота, які можуть бути розчинниками замість води:

NH₃ + NH₃ ⇄ NH₂^– + NH₄⁺

CH₃COOH + CH₃COOH ⇄ CH₃COO^– + CH₃COOH₂⁺

У цих розчинниках нітратна кислота HNO₃ (яка в воді є сильною кислотою) буде слабкою кислотою різної сили:

HNO₃ + NH₃ ⇄ NO₃^– + NH₄⁺; pKa = 2,37 (-33*C)

HNO₃ + CH₃COOH ⇄ NO₃^– + CH₃COOH₂⁺; pKa = 9,38 (20*C)

Протонна теорія Бренстеда застосовна також до протолітичних реакцій між газоподібними реагентами, наприклад:

NH₃ (газ) + HCl (газ) ⇄ NH₄⁺ (газ) + Cl^– (газ)

Таким чином, кислотно-основна поведінка речовин за Бренстедом, на відміну від Іонної теорії Арреніуса, не обмежена тільки водними розчинами.

---