ZASADY

Zasady

Są to substancje, których roztwory wodne zawierają charakterystyczne

aniony wodorotlenkowe OH–, niektóre z nich:

NaOH – zasada sodowa (wodorotlenek sodu)

KOH – zasada potasowa (wodorotlenek potasu)

Ca(OH)2 – zasada wapniowa (wodorotlenek wapnia)

Ba(OH)2 – zasada barowa (wodorotlenek baru)

Al(OH)3 – zasada glinowa (wodorotlenek glinu)

NH3 – amoniak

Zasady, obok kwasów, jedno z podstawowych pojęć chemicznych. Wg klasycznej definicji S.A. Arrheniusa, zasadami są związki chemiczne, które podczas dysocjacji elektrolitycznej w wodzie odszczepiają jony wodorotlenowe OH- jako aniony.

Zasady nazywa się mocnymi, jeśli łatwo ulegają dysocjacji (miarą mocy zasad jest wartość ich stałej dysocjacji). Reagując z kwasami tworzą związki o ogólnej nazwie sole.

Zasady można formalnie podzielić na nieorganiczne (np. wodorotlenek sodu, wodorotlenek magnezu, amoniak) i organiczne (np. oksoniowe, arsoniowe, fosfoniowe).

Rozcieńczone roztwory wielu zasady mają smak mydła (stężone porażają zmysł smaku). Ich stężone roztwory (podobnie jak stężone roztwory kwasów) mogą niszczyć niektóre materiały.

Dysocjacja zasad

Zasady w roztworach wodnych dysocjują na aniony wodorotlenkowe i kationy metali

(lub kation amonowy), np.

NaOH › Na+ + OH-

Ca(OH)2 › Ca2+ + 2OH-

NH3 + H2 O › NH4+ + OH-

Teorie kwasowo - zasadowe klasyfikują związki na kwasy oraz zasady, na podstawie ich budowy cząsteczkowej oraz tego jak zachowują się pod wpływem rozpuszczalnika. Na przestrzeni wieków powstało wiele takich teorii. Jedne z nich znajdują praktyczne zastosowanie i są powszechnie używane, o innych często się zapomina.

Poniżej są przedstawione niektóre z nich:

TEORIA ARRHENIUSA

Pochodzi ona z roku 1887. Teoria kwasów i zasad według Arrheniusa opiera się na teorii dysocjacji elektrolitycznej substancji.

Zauważyła on, że ciepło molowe, jakie wydziela się w czasie reakcji kationów wodorowych z anionami hydroksylowymi, jest równe ciepłu molowemu, jakie towarzyszy reakcji kwasów z zasadami. Wynosi ono 57,8 [kJ/mol].R E K L A M A czytaj dalej ↓

H+ + OH- = H2O Q = 57,8 [kJ/mol]

Na tej podstawie zdefiniował on kwasy oraz zasady:

- kwasami (HnR) nazywa się substancje, które w roztworze wodnym dysocjują na kationy wodorowe (H+) oraz na aniony reszt kwasowych (Hn-xRx-).

Np. H3PO4 = H+ + H2PO4-

H2PO4- = H+ + HPO42-

HPO42- = H+ + PO43-

- zasadami (Me(OH)n) nazywa się substancje, które w roztworze wodnym dysocjują na kationy metalu (Men+) oraz na aniony hydroksylowe (OH-) i / lub jony ([Me(OH)n-x]x+

Np. dla wapnia strontu i baru dysocjacja jest jednostopniowa:

Ca(OH)2 = Ca2+ + 2 OH-

dla pozostałych wodorotlenków polihydroksylowych dysocjacja jest wielostopniowa:

Mg(OH)2 = Mg(OH)+ + OH-

Mg(OH)+ = Mg2+ + OH-

Według powyższej klasyfikacji za reakcje zobojętniania uznaje się reakcję kwasów z zasadami, w której powstają cząsteczki wody. Jonowe równanie reakcji zobojętniania sprowadza się do zapisu rekcji anionów hydroksylowych z kationami wodorowymi.

Np. HCl + NaOH → NaCl + H2O

H+ + Cl- + Na+ + OH- → Na+ + Cl- + H2O

H+ + OH- → H2O

Teoria Arrheniusa jest teoria wyjątkowo prostą i zrozumiałą, dlatego szybko zyskała wielu zwolenników. Do dziś jest teorią powszechnie i chętnie stosowaną przez chemików.

Niestety ma ona swoje wady. Nie wyjaśnia np. dlaczego niektóre sole, które według jego teorii są substancjami obojętnymi, w roztworach wodnych zachowują się jak kwasy lub jak zasady. Azotan (V) glinu wykazuje w roztworze wodnym odczyn kwasowy, natomiast np. węglan sodu ma odczyn alkaliczny.

Inną wadą tej teorii jest to, że stosuje się ona tylko do roztworów wodnych. Niektóre substancje zmieniają swoje właściwości w innych rozpuszczalnikach. Za przykład można podać mocznik. Substancja ta w roztworze wodnym jest obojętna, natomiast w bezwodnym, ciekłym amoniaku zachowuje się jak typowy kwas. Swoje właściwości zmienia w bezwodnym kwasie octowym, w którym wykazuje właściwości zasadowe.

* Svante August Arrhenius był szwedzkim fizykochemikiem astrofizykiem. Żył w latach 1859 - 1927. Oprócz teorii kwasowo zasadowej oraz teorii dysocjacji elektrolitycznej był twórcą tzw. równania Arrheniusa, podstawowego równania kinetyki chemicznej. Został uhonorowany Nagrodą Nobla w roku 1903.

TEORIA BRöNSTEDA I LOWRY'EGO

Teoria ta jest inaczej nazywana protonową teoria kwasów i zasad. Została opracowana niezależnie przez dwóch uczonych Brönsteda i Lowry'ego w roku 1923. Podstawą tej teorii, która miała być rozszerzeniem powyżej przedstawionej teorii Arrheniusa, było zauważenie, że w trakcie dysocjacji substancja rozpuszczona oddziałuje z rozpuszczalnikiem. Woda, mimo, iż jest wykazuje bardzo dobre właściwości rozpuszczania innych substancji, stanowi tylko jeden z wielu możliwych rozpuszczalników. Ta jej cecha jest spowodowana polarną budową cząsteczek wody i łatwością oddziaływania z jonami.

W wodzie wiele jonów otacza się cząsteczkami wody, które stanowią tzw. pierwszą strefę koordynacyjną. Np. Mg(H2O)62+, Al.(H2O)63+, Ag(H2O)4+, Fe(H2O)63+. Podobnie jak kationy metali, tak samo jony wodorowe otaczają się cząsteczkami wody. Dowodem tego zjawiska jest wzrost temperatury, jako następuje po zmieszaniu stężonego kwasu siarkowego (VI) z wodą. Zachodzi wówczas reakcja egzotermiczna, w czasie której jony wodorowe oraz jony wodorosiarczanowe (VI) łączą się z cząsteczkami wody. Proces ten przedstawia równanie reakcji.

H2O + H+ → H3O+

H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4-

H3O+ + 3 H2O → H9O4+

Zgodnie z powyższym przykładem substancje, które uznaje się za kwasy, ulegają reakcji z cząsteczkami wody, w wyniku której jon wodorowy pochodzący od kwasu jest przyjmowany przez cząsteczkę wody.

HNO3 + H2O → H3O+ + NO3-

Podstawą klasyfikacji związków na kwasy i zasady jest możliwość tworzenia przez nie sprzężonych par, które wymieniają między sobą protony. Zgodnie z przedstawionym wyżej przykładem:

- kwasem nazywa się substancje lub jon, która w reakcji dostarcz proton (jest donorem protonu), jest zdolna do jego oddawania.

- zasadą nazywa się substancje lub jon, która w reakcji pobiera proton (jest akceptorem protonu), jest zdolna do przyjmowania protonu.

Między dwiema sprzężonymi parami kwas - zasada zachodzi wymiana protonów, tzw. przemiana protolityczna.

Kwas 1 = zasada 1 + proton

Proton + zasada 2 = kwas 2

Sumarycznie : kwas 1 + zasada 1 = zasada 2 + kwas 2

Przykłady:

H2O + NH3 → OH- + NH4+ (w reakcji tej woda jest kwasem ponieważ oddaje proton, czyli kation wodorowy zasadzie, którą tu jest amoniak)

H2O + CH3COOH → CH3COO- + H3O+ (w tej reakcji woda jest zasadą, ponieważ przyjmuje proton - kation wodorowy od kwasu, czyli kwasu octowego)

Ogólnie równania dysocjacji według Brönsteda i Lowry'ego można zapisać:

HA + H2O → A- + H3O+ (dysocjacja kwasów)

B + H2O → BH+ + OH- (dysocjacja zasad)

Ujęcie Brönsteda i Lowry'ego pozwala na lepsze zaobserwowanie właściwości słabych zasad i słabych kwasów.

Na mocy powyższych definicji porównywanie dwóch substancji można dokonywać jedynie w stosunku do jednego rozpuszczalnika. Substancja, która w jednym roztworze zachowuje się jak kwas, w innym może wykazywać właściwości zasadowe. Dlatego też, teoria ta umożliwia zdefiniowanie substancji amfoterycznych. Według niej amfoterem jest substancja zdolna zarówno do oddawani, jaki do przyjmowania protonów (w zależności od drugiej substancji, z którą reaguje).

Reakcje zobojętniania można zapisać w następujący sposób:

HA + OH- → A- + H3O+ (schemat reakcji zobojętniania dla słabego kwasu (HA) oraz mocnej zasady)

B + H3O+ → HB+ + H3O+ (schemat reakcji zobojętniania dla słabej zasady (B) oraz mocnego kwasu)

H3O+ + OH- → 2 H2O (schemat reakcji dla mocnego kwasu oraz mocnej zasady)

* Nicolas Johannes Brönsted był chemikiem duńskim żyjącym w latach 1879 - 1947. Jego największym osiągnięciem było sformułowanie powyżej przedstawionej teorii. Oprócz tego prowadził badania nad kinetyką jonowych reakcji chemicznych.

TEORIA LEWISA

Teoria Lewisa jest jedną z najbardziej ogólnych teorii kwasowo - zasadowych. Wiele substancji, które zarówno w ujęciu Arrheniusa, jak i w ujęciu Brönsteda i Lowry'ego, nie były klasyfikowane, są zdefiniowane według Lewisa. Teoria ta opiera się na zdolności substancji do przyłączania i oddawanie pary elektronowej. Powstała i została ogłoszona w roku 1923.

Zgodnie z tą teorią:

- kwasem nazywa się jon, atom lub substancję, która jest akceptorem pary elektronowej (posiada lukę elektronową).

Np. H2O, H+, Na+, Fe3+, NH3, SO2, SO3

- zasadą natomiast określa się jon, atom lub substancję, która jest donorem pary elektronowej (posiada wolną parę elektronową).

Np. H2O, OH-, NH3,

Teoria ta ma szersze zastosowanie, ponieważ umożliwia klasyfikacje także tych substancji, które nie posiadają w cząsteczce wodoru. Reakcje zobojętniania według niego sprowadzają się przekazania pary elektronowej między substratami, a więc utworzenia wiązania koordynacyjnego kosztem pary elektronowej zasady, która jest donorem. W tym ujęciu często kwasem lub zasadą nie jest sama cząsteczka, a jedynie jej jon.

Według tej teorii niektóre związki chemiczne, atomy, jony mogą być zarówno kwasami, jak i zasadami, w zależności od innych substancji, z którymi reagują.

Np. H+ + OH- → H2O (jon wodorowy jest kwasem, a jon hydroksylowy zasadą)

NH3 + BF3 → [NH3→ BF3] (amoniak jest kwasem, a fluorek boru jest zasadą)

H2O + H+ → H3O+ (tworzenie jonu oksoniowego, czyli reakcja kationu wodorowego- jest tu kwasem i wody, która wykazuje tu właściwości zasadowe)

H2O + CaO → Ca(OH)2 (w tej reakcji woda wykazuje właściwości kwasowe, zaś tlenek wapnia zasadowe)

* Gilbert Newton Lewis był amerykańskim fizykochemikiem. Żyła w latach 1875 - 1946. Oprócz przedstawionej wyżej teorii kwasów i zasad był współtwórcą wraz z Kosselem teorii wiązań chemicznych. Był zaangażowany w badanie termodynamiczne oraz udało mu się stworzyć metodę otrzymywania ciężkiej wody.

Trzy przedstawione wyżej teorie są najważniejszymi i najczęściej stosowanymi. Niżej jest opisanych kilka innych o mniejszym znaczeniu.

TEORIA URSANOWICZA

Teoria ta powstała w roku 1939 i jest jedną z najbardziej ogólnych teorii kwasowo - zasadowych. Według Ursanowicza :

- kwas to substancja, która może odszczepiać zasady i tworzyć sole.

- zasada to substancja, która może odszczepić kwas i tworzyć sole.

Zgodnie z tą teorią można sklasyfikować wszystkie substancje, także reakcje redox, które wcześniej były rozpatrywane oddzielnie. Po raz pierwszy nie wyodrębnia się reakcji kwasowo zasadowych od pozostałych.

TEORIA LUXA I FLODDA

Teoria ta w nieco odmienny sposób definiuje kwasy i zasady. Według Luxa i Flooda:

- kwas to substancja, która jest akceptorem jonu tlenkowego.

- zasada to substancja, która jest donorem jonu tlenkowego.

Np. CaO + SiO2 → CaSiO3 (w tej reakcji tlenek wapnia jest zasadą, ponieważ oddaje jon tlenkowy tlenkowi krzemu)

Dużą wadą tej teorii jest jej ograniczone zastosowanie jedynie do tlenków.

TEORIA ROZPUSZCZALNIKOWA

Teoria ta powstała w roku 1905 i została stworzona przez Franklina. Opiera się ona założeniach teorii Brönsteda i Lowry'ego. Według teorii rozpuszczalnikowej, w każdym rozpuszczalniku ma miejsce proces tzw. autojonizacji. Autojonizacja polega na rozszczepieniu cząsteczek rozpuszczalnika na kationy i aniony:

Np. 2 NH3 → NH4+ + NH2-

2 H2O → OH- + H3O+

2 SO2 → SO2+ + SO2-

Jeżeli w danym roztworze przeważają kationy rozpuszczalnika, to substancja w niej rozpuszczona jest kwasem.

Jeżeli natomiast w roztworze przeważają charakterystyczne aniony danego rozpuszczalnika, to substancja w niej rozpuszczona jest zasadą.