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.