Teorie kwasów i zasad
Już od początków rozwoju chemii intrygowała ludzi natura wielu substancji, m.in. nazywanych potocznie kwasami i zasadami. Przez lata powstało kilka teorii kwasów i zasad. Tu pragniemy omówić te najważniejsze.
Teoria Arrheniusa
Najbardziej klasyczną rzec by można jest teoria kwasów i zasad opracowana przez Svante Arrheniusa. Mówi ona o tym, że kwasem jest każdy związek, który po rozpuszczeniu w wodzie wykazuje odczyn kwaśny. Analogicznie zasadą jest każdy związek, który w postaci wodnego roztworu wykazuje odczyn zasadowy.
Teoria ta ma jedno poważne ograniczenie - stosuje się tylko do roztworów wodnych, a chemicy często pracują ze związkami rozpuszczonymi w innych rozpuszczlnikach. Teoria ta nie rozrgranicza również kwasów i zasad pod względem strukturalnym (nie określa jak powinien wyglądać kwas, a jak zasada).
Szczegółowe omówienie kwasów i zasad w teorii Arrheniusa znajduje się w artykule poświęconym dysocjacji kwasów i zasad.
Teoria Brønsteda-Lowry'ego
Okazuje się że można znaleźć inną definicję kwasu i zasady. Nową teorię opracowali równocześnie i niezależnie Johannes Nicolaus Brønsted (duński fizykochemik) i Thomas Martin Lowry (brytyjski fizykochemik).
Jest to tak zwana teoria protonowa. Nazwa pochodzi od kationu wodorowego H+ - atom wodoru pozbawiony jednego (jedynego) elektronu pozostaje gołym protonem. Według tej teori kwasem jest każdy związek, który może być donorem (dawcą) kationu wodorowego. Analogicznie zasadą jest każdy związek, który może być akceptorem (biorcą) jonu H+.
Teoria ta przewiduje istnienie tak zwanych sprzężonych kwasów i zasad. Kwas reaguje z zasadą tworząc nowy zwykle słabszy kwas i nową, również słabszą zasadę.
Rozpatrzmy następującą reakcję:
NH3 + H2O → NH4+ + OH−
Można łatwo zauważyć, że woda jest donorem kationu wodorowego, który jest w tej reakcji przejmowany przez cząsteczkę amoniaku. Woda jest więc kwasem, a amoniak zasadą Brønsteda-Lowry'ego. Jon NH4+ ponieważ przyjął kation (jest więc w stanie go z powrotem oddać) jest sprzężonym kwasem - słabszym jednak od wody. Anion wodorotlenowy OH− jest natomiast słabszą od amoniaku sprzężoną zasadą.
Na tym prostym przykładzie można zauważyć, że w teorii Brønsteda-Lowry'ego może być kwasem. Można jednak wskazać reakcje, w których woda jest zasadą:
HCl + H2O → H3O+ + Cl−
Widać, że dawcą protonu jest cząsteczka chlorowodoru - jest więc to kwas. Cząsteczka wody przyjmuje proton, jest więc obiecaną zasadą. Sprzężonym kwasem będzie wzbogacona o proton cząsteczka wody, czyli kation hydroniowy (hydronowy, oksoniowy, H3O+). Kwas po obdarciu z protonu zmienia się w sprzężoną zasadę bogatą w wolne pary elektronowe - anion chlorkowy Cl−.
Cechą charakterystyczną wszystkich kwasów Brønsteda-Lowry'ego jest to, że posiadają tzw. kwaśne (ruchliwe) atomy wodoru. Natomiast wspólną cechą zasad w tej teorii jest posiadanie wolnej pary elektronowej, która może być przyłączona do pozbawionego elektronów jonu H+ (→ reguła dubletu, wiązania koordynacyjne).
Teoria Lewisa
Niestety do tej pory poznane teorie mają ograniczenia. Udało się nam uwolnić od roztworów wodnych, ale wciąż za kwasy uznajemy tylko związki posiadające ruchome atomy wodoru. Można jednak znaleźć jeszcze bardziej ogólną teorię, która zwiąże właściwości kwasowo zasadowe nie z atomami wodoru tylko strukturami elektronowymi. Dokonał tego amerykański fizykochemik Gilbert Newton Lewis [dʒilbət njʊtɔn luɪs].
W teorii Lewisa kwasem jest każdy taki związek, który w swojej strukturze posiada lukę elektronową - może być akceptorem wolnej pary elektronowej. Kwasem takim jest np. kation wodorowy H+, co łączy tą teorię z teorią Brønsteda-Lowry'ego. Analogicznie zasadą są wszystkie te związki, które posiadają wolną parę elektronową (tak jak w teorii Brønsteda-Lowry'ego).
Dzięki tym modyfikacjom praktycznie wszystkie kwasy i zasady zarówno Arrheniusa, jak i Brønsteda-Lowry'ego są sklasyfikowane jak poprzednio, natomiast można dodatkowo sklasyfikować nowe związki. Za kwas możemy uznać np. boran BH3, gdyż posiada on lukę elektronową i ulega reakcji z zasadą, np. amoniakiem (azanem) NH3 w myśl równania:
NH3 + BH3 → H3N−BH3
Co można zilustrować elektronowo:
Ryc. 1. Reakcja boranu i azanu
Powstały związek jest określany mianem soli Lewisa. Opis oraz wiele przykładów kwasów i zasad Lewisa można znaleźć na stronie http://www.meta-synthesis.com/~.
