Wersja twojej przeglądarki jest przestarzała. Zalecamy zaktualizowanie przeglądarki do najnowszej wersji.

Principles of Chemistry

Kwasy i zasady

Pojęcie kwasów i zasad należy do najstarszych stosowanych w chemii. Najprostsza i jedna z pierwszych teoria Arrheniusa, według której kwasem jest substancja zwiększająca w roztworze stężenie jonów wodorowych H+, a zasadą zwiększająca stężenie jonów hydroksylowych OH jest teorią, która nie ma większego zastosowania we współczesnej chemii.

Teoria Brønsteda i Lowry’ego

Według tej teorii kwasem jest substancja oddająca protony, a zasadą substancja, która je przyjmuje. Taka definicja jest bardzo praktyczna w odniesieniu do roztworów wodnych i zgodnie z nią w reakcji:

HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl,

kwasami są HCl i H3O+, a zasadami H2O i Cl. Ponieważ kwas solny jest zdysocjowany praktycznie w 100% w rozcieńczonym roztworze wodnym to możemy stwierdzić, że jest on silniejszym kwasem niż H3O+, gdyż łatwiej oddaje proton. Tak samo anion chlorkowy jest słabszą zasadą niż woda. Należy pamiętać, że proton nigdy nie występuje jako samodzielnie, zawsze jest połączony albo z cząsteczką rozpuszczalnika albo z zasadą.

Kwasy i zasady Lewisa

W tej teorii zasadą jest donor pary elektronowej, a kwasem jej akceptor. W reakcji:

BF3 + F → BF4,

 jon fluorkowy jako zasada oddaje parę elektronową cząsteczce akceptora – BF3 – kwasowi. Takie podejście jest związane z pojęciem wiązania pojedynczego tworzonego za pomocą pary elektronowej. W teorii orbitali cząsteczkowych można stwierdzić, że występuje oddziaływanie pomiędzy obsadzonym orbitalem cząsteczkowym zasady, a pustym (akceptorowym) orbitalem akceptora w wyniku czego powstaje nowy orbital cząsteczkowy. Tworzące się wiązanie ma charakter częściowo kowalencyjny związany z przekazaniem ładunku od zasady do kwasu. Teoria  Lewisa w połączeniu z model VSEPR (odpychania par elektronowych powłoki walencyjnej) umożliwia przewidywanie struktur połączeń kwasowo-zasadowych. W teorii tej nie uwzględnia się oddziaływań z rozpuszczalnikiem co powoduje, że znajduje ona szczególne zastosowanie do układów gazowych lub słabo solwatowanych. Ponadto teorię Lewisa można stosować do rozpatrywania związków koordynacyjnych. Przykładowo WCl6 można traktować jako połączenie sześciu jonów Cl, czyli zasady Lewisa, z kwasem W6+. Podobnie traktować można takie ligandy ja CO, które oddają cześć ładunku z orbitali σ jako zasady, ale ze względu na fakt, że jednocześnie przyjmują one ładunek od metalu na antywiążące orbitale π* można je traktować jako kwasy. Aby uniknąć tej nieco paradoksalnej sytuacji mówi się o kwasach π i zasadach σ.

Rozpuszczalnikowa teoria kwasów i zasad

Rozpuszczalniki mogą ulegać dysocjacji, a ten fakt zmienia właściwości rozpuszczonych związków. Według definicji teorii rozpuszczalnikowej kwasem jest substancja, która po rozpuszczeniu wytwarza kation charakterystyczny dla rozpuszczalnika. Przykładowo dla wody kationem charakterystycznym jest jon H3O+ tym samym wszystkie substancje, które po rozpuszczeniu w wodzie wytwarzają kation hydroniowy są kwasami. Zasadą jest substancja, która wytwarzająca anion charakterystyczny dla rozpuszczalnika. Dla wody anionem charakterystycznym jest OH. Weźmy pod uwagę dysocjację zachodzącą w ciekłym amoniaku:

2NH3 ↔ NH4+ + NH3

 W roztworze ciekłego amoniaku wszystkie kwasy Brønsteda są mocne gdyż łatwo oddają proton tworząc NH4+. Natomiast niewiele jest zasad, które mogłyby odebrać proton od z NH3. Z drugiej strony w lodowatym kwasie octowym większość kwasów jest słaba, natomiast większość zasad jest mocnych. Innym przykładem wpływu rozpuszczalnika na właściwości kwasowo-zasadowe jest chlorek glinu(III). W rozpuszczalnikach bezwodnych AlCl3 zachowuje się jak kwas Lewisa przyjmując anion chlorkowy i tworząc AlCl4. Rozpuszczony w wodzie chlorek glinu(III) tworzy hydratowane jony glinowy i chlorkowy:

AlCl3 + nH2O → [Al(OH2)6]3+ + 3Cl(aq)

 Jednak jon sześciohydroksoglinianowy łatwo traci protony:

[Al(OH2)6]3+ + H2O ↔ [Al(OH)(OH2)5]2+ + H3O+

stając się silnym kwasem Brønsteda w roztworze wodnym.