Reakcje pomiędzy kwasamikwaskwasami i zasadamizasadazasadami były tematem nurtującym wielu badaczy. Badania na temat tych substancji sięgają aż XVII w., kiedy to Robert Boyle opisał cechy kwasów jako substancji, które posiadały zdolność do rozpuszczania wielu związków, zmiany kolorów niektórych naturalnych barwników i zmiany tych właściwości po kontakcie z roztworami alkalicznymi (zasadowymi).

Jednak za pierwsze znaczące badania, dotyczące klas tych substancji, uznaje się badania szwedzkiego chemika Svante Arrheniusa. Badacz ten w 1887 r. zdefiniował kwas jako substancję, która, dysocjując w wodzie, oddaje kation wodoru (${\text{H}}^{+}$, w rzeczywistości w roztworze wodnym ${\text{H}}^{+}$ łączy się z cząsteczką wody tworząc jony oksoniowe ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$) i zasadę jako substancję, która w wodzie uwalnia aniony wodorotlenkowe (${\text{OH}}^{-}$). Jego teoria nie tłumaczyła jednak np. zasadowego odczynu roztworu amoniaku, jak też nie pozwalała przewidzieć, jakie jony występują np. w ciekłym amoniaku. Teoria Arrheniusa ogranicza się do wody jako rozpuszczalnika.

Inne, znacznie szersze podejście, przyjęli niezależnie Duńczyk Johannes Brønsted i Anglik Thomas Lowry, którzy w 1923 r. zdefiniowali kwasy i zasady pod względem ich zdolności do transferu jonów wodoru (${\text{H}}^{+}$), z uwzględnieniem także rozpuszczalników niewodnych.

Warto wyjaśnić, że jon wodoru ${\text{H}}^{+}$ to po prostu proton (tej nazwy często używamy zamiennie, określając właśnie kation wodoru). Jon wodoru powstaje bowiem poprzez oderwanie jedynego elektronu od atomu wodoru. Atom ten, po utracie jedynego elektronu, posiada jądro zawierające tylko jeden proton. Zatem substancja, która może oddać jon wodorowy, to kwas Brønsteda-Lowry'ego, a substancja, która może go przyjąć, nazywa się zasadą Brønsteda-Lowry'ego.

Reakcja kwasowo‑zasadowa polega więc na przeniesieniu jonu wodoru z donora (kwasu) do akceptora (zasady). Stworzona przez nich koncepcja par sprzężonych jest użyteczna w opisie reakcji kwasowo‑zasadowych. Gdy kwas przekazuje jony ${\text{H}}^{+}$, to sprzężoną z tym kwasem zasadą jest ta powstająca w wyniku oderwania jonu wodoru od tego kwasu. Substancja, która może przyjąć ten jon, jest nazywana zasadą Brønsteda-Lowry'ego, ponieważ reaguje jako jego akceptor w reakcji odwrotnej. Powyższą ideę można wyjaśnić na podstawie reakcji między wodą i amoniakiem.

W pierwszej reakcji (w prawo) cząsteczka wody pełni rolę kwasu, przekazując jon wodoru cząsteczce amoniaku, w rezultacie czego staje się anionem wodorotlenkowym ${\text{OH}}^{-}$, czyli sprzężoną zasadą dla cząsteczki wody. Amoniak natomiast pełni rolę zasady, przyjmując jon wodoru, w efekcie czego staje się jonem amonu ${\text{NH}}_4^{+}$, a więc kwasem sprzężonym z cząsteczką ${\text{NH}}_3$.

W odwrotnym kierunku reakcji (w lewo) jon wodorotlenkowy pełni rolę zasady w przyjmowaniu jonu wodoru z jonu amonu, który wówczas pełni rolę kwasu.

Jeżeli w dowolnym roztworze następuje przekazanie jonu wodoru (tzw. reakcja protolityczna) od kwasu do zasady, to zgodnie z tą teorią, kwas ten staje się tzw. sprzężoną zasadą (bo nie ma już protonu), a zasada tzw. sprzężonym kwasem (bo przyłączyła jon wodorowy, który może teraz oddać).

Przykładowo – gdy fluorowodór rozpuszcza się w wodzie, dysocjuje, wówczas jony wodoru są przenoszone z cząsteczek fluorowodoru do cząsteczek wody, tworząc jony oksoniowe i jony fluorkowe. Tego typu reakcje, w których woda pełni rolę zasady i jest akceptorem jonu wodoru, określa się mianem dysocjacji kwasowej.

Zasadowa dysocjacja substancji ma miejsce wtedy, gdy przyjmuje jony wodoru z cząsteczek wody. W poniższym przykładzie cząsteczki metanoaminy ulegają dysocjacji zasadowej z wytworzeniem jonów wodorotlenkowych i CHIndeks dolny 3₃${\text{NH}}_3$Indeks górny +⁺:

Powyższe przykłady ukazują, że woda może pełnić zarówno rolę zasady (jak w reakcji z fluorowodorem), jak i kwasu (jak w reakcji z amoniakiem czy metanoaminą). Substancje, które mogą pełnić te dwie role, nazywane są substancjami amfiprotycznymi.

Najpopularniejszym przykładem substancji amfiprotycznej jest woda, ponieważ, wg powyższej teorii, może oddawać i przyjmować protony.

Proces, w którym cząsteczki wody ulegają samoistnemu wytworzeniu jonów, nazywa się autodysocjacją wody. Woda ulega jej w stopniu, jaki odzwierciedla wartość iloczynu jonowego wody KIndeks dolny w_w = 1,0 ·10Indeks górny -14   Indeks górny koniec^-14  ( 25ºC). Proces ten jest endotermiczny, a wartość iloczynu jonowego wody rośnie wraz ze wzrostem temperatury (KIndeks dolny w_w = 5,6 ·10Indeks górny -13^-13 dla 100ºC).

Wartość stałej dysocjacji pozwala ocenić moc kwasów i zasad Brønsteda-Lowry'ego. Reguła dotycząca wartości stałych dysocjacji zakłada, że im mocniejszy kwas, tym słabsza zasada jest z nim sprzężona. Przykładowe wartości podano w poniżej tabeli:

Indeks górny Źródło: Hejwowska S., Marcinkowski R., Równowagi i procesy jonowe, Gdynia 2005. Indeks górny koniec^{Źródło: Hejwowska S., Marcinkowski R., Równowagi i procesy jonowe, Gdynia 2005.}

Inna, jeszcze bardziej ogólna teoria została wprowadzona w 1938 r. przez amerykańskiego fizykochemika Gilberta Newtona Lewisa. W myśl tej teorii kwasem jest każde indywiduum, które posiada w swojej strukturze lukę elektronową, tym samym może być akceptorem wolnej pary elektronowej. Zasadą zaś jest każde indywiduum chemiczne, które dostarcza pary elektronowej, czyli jest donorem tej pary. Teoria ta uwzględnia wszystkie kwasy i zasady Arrheniusa oraz Brønsteda-Lowry'ego. Przykładowo, boran ${\text{BH}}_3$ jest kwasem Lewisa, ponieważ atom boru posiada lukę elektronową i w reakcji z amoniakiem jest akceptorem jego wolnej pary elektronowej.

R1X7T1OCW0FM5

Na ilustracji jest równanie. Po lewej stronie równania są dwa wzory. Pierwszy wzór: atom azotu z jedną wolną parą elektronów łączy się z trzema atomami wodoru, Drugi wzór: atom boru łączy się z trzema atomami wodoru. Od atomu azotu do atomu boru poprowadzono łukiem strzałkę. W wyniku reakcji powstaje: atom azotu łączy się z trzema atomami wodoru. Od atomu azotu pogrubiona strzałka w stronę atomu boru połączonego z trzema atomami wodoru.

Słownik

Bibliografia

Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 1994.

Encyklopedia PWN

Hejwowska S., Marcinkowski R., Równowagi i procesy jonowe, Gdynia 2005.