Wodę w budownictwie wykorzystuje

się do:

• Otrzymywania materiałów budowlanych-

otrzymywanie mieszanki do produkcji klinkieru
cementowego lub mieszanki ceramicznej

• Stosowanie materiałów budowlanych-

otrzymywanie zapraw i betonów cementowych,
zapraw gipsowych i wapiennych

Oraz woda może powodować niszczenie konstrukcji

elementów budowlanych np. korozja metali bądź
betonu

Cząsteczki wody mogą występować w

strukturze materiałów budowlanych w

postaci:



Woda krystalizacyjna – wbudowana w strukturę materiałów
krystalicznych

a)

Woda koordynacyjna silnie związana z jonami związków
uwodnionych (hydratów) np.: [Mn(H

2

O)

6

]Cl

2

, [Al.(H

2

O)

6

]Cl

3

b)

Woda sieciowa, zajmująca określone miejsce w sieci krystalicznej
lecz nie związana bezpośrednio z jonami: BaCl

2

•2H

2

O

c)

Woda konstytucyjna występująca w strukturach kryształów w postaci
grup hydroksylowych (-OH), np. w wodorotlenkach Ca(OH)

2

Usunięcie wody sieciowej, koordynacyjnej lub konstytucyjnej podczas

prażenia prowadzi do zniszczenia sieci krystalicznej lub zmiany
struktury kryształu

d)

woda luźno związana (śródwęzłowa czyli miedzywęzłowa:
zeolityczna,międzywarsrtwowa, międzypakietowa) występująca w
lukach strukturalnych np. zeolitach- uwodnionych glinokrzemianach
typu (Me

I2

, Me

II

)O•Al

2

O

3

•nSiO

2

•mH

2

O- cząsteczki tej

wody można łatwo usunąć z kryształu bez zmiany jego struktury

 Woda kapilarna w mikroporach materiału (d<10

-

7

)

 Woda swobodna występująca w mikroporach, w

jamach, międzyziarnowych oraz na zwilżonych
powierzchniach jako woda zaadsorbowana

Budowa cząsteczki wody





Moment dipolowy
cząsteczki

Łączenie się cząsteczek wody

gaz

ciecz

kryształ

Właściwości wody

• Dzięki dużej polarności cząsteczek H

2

O woda wyróżnia się

zdolnością do rozpuszczania soli oraz związków obudowie
polarnej, co umożliwia hydratację budowlanych spoiw
mineralnych

• Cząsteczki wody mogą wiązać się między sobą wiązaniami

wodorowymi. Obecność asocjatów jest przyczyną
anomalnie wysokiej temperatury wrzenia i topnienia

Hydratacja

 Hydratacja- uwodnienie jest to proces, w wyniku którego woda zostaje

chemicznie związana. Wyróżnia się hydratację soli i hydratację jonów.
Procesy hydratacji odgrywają ważną role podczas wiązania
mineralnych spoiw budowlanych.

 Podczas hydratacji cząsteczki wody – jako woda krystalizacyjna -mogą

być wbudowane w strukturę kryształu:
- bezpośrednio -jako woda sieciowa

CaSO

4

+ 2H

2

O → CaSO

4

• 2H

2

O – hydrat zawierający wodę sieciową

- po rozbiciu cząsteczki wody w postaci grup wodorotlenowych – jako
woda konstytucyjna

CaO + H

2

O→Ca(OH)

2

 Procesy hydratacji są samorzutne i przebiegają z wydzieleniem

energii.

 Procesem odwrotnym do hydratacji jest dehydratacja - woda

krystalizacyjna może być usunięta w wyniku procesu cieplnego
podczas prażenia

Twardość wody

 Twardość wody powodują rozpuszczone w niej sole wapnia, magnezu

i metali wielowartościowych. Rozróżnia się następujące rodzaje

twardości wody:

 twardość węglanowa (Tw)

 twardość niewęglanowa zwana stałą (Ts)

 twardość ogólna lub całkowita (To)

 Twardość węglanowa (Tw) zwana też przemijającą spowodowana

jest obecnością wodorowęglanów wapnia i magnezu. Twardość tę

można usunąć przez zagotowanie wody.

Ca(HCO

3

)

2

→ CaCO

3

+ H

2

O + CO

2

Mg(HCO

3

)

2

→ MgCO

3

+ H

2

O + CO

2

 Twardość niewęglanowa ( nieprzemijająca) (Ts) spowodowana

jest zawartością w wodzie chlorków, azotanów, siarczanów,

krzemianów i innych rozpuszczalnych soli wapnia i magnezu.

 Twardość ogólna (To) jest sumą twardości węglanowej i

niewęglanowej

To = Tw + Ts

 Twardość wody wyraża się w następujących

jednostkach:

 Zgodnie z ISO jest to mmol/dm

3

 w stopniach twardości niemieckich (ºn) - jeden

stopień twardości niemiecki (ºn) oznacza ilość jonów

wapnia i magnezu równoważną zawartości 10 mg CaO

w 1 dm

3

wody.

 w stopniach francuskich (ºf) - jeden stopień

twardości francuski (ºf) odpowiada ilości jonów

wapnia i magnezu równoważnej zawartości 10 mg

CaCO

3

w 1 dm

3

wody.

 Za pomocą miligramorównoważników wapnia i

magnezu w 1000 cm

3

wody: mval/dm

3

lub val/m

3

• Twardość wód naturalnych, w zależności od ich

pochodzenia, zawiera się w granicach od 8 do 30

stopni niemieckich.

• Nadmierna

twardość

wody

jest

zjawiskiem

niepożądanym zarówno w procesach przemysłowych

(kotły

parowe,

układy

chłodnicze,

przemysł

włókienniczy), jak i dla celów konsumpcyjnych.

Podczas ogrzewania na ściankach garnków, kotłów

itp. powstaje kamień kotłowy, który pogarsza

przewodnictwo cieplne, co w konsekwencji powoduje

straty energetyczne, jak również może być przyczyną

poważnych awarii.

• W gospodarstwie domowym nadmierna twardość

wody powoduje większe zużycie środków piorących.

W tym wypadku jony wapnia i magnezu wiążą się z

resztą kwasu tłuszczowego i wytrącają się w postaci

trudno rozpuszczalnych soli wyższych kwasów
tłuszczowych

.

Sposoby usuwania twardości wody

 Zmiękczanie wody nazywamy procesy prowadzące do całkowitego

lub częściowego usunięcia rozpuszczalnych soli wapnia, magnezu

oraz niektórych wielowartościowych metali.

 Rozróżniamy cztery podstawowe metody usuwania twardości wody:

 destylacja

 metody termiczne

 metody chemiczne

 metody fizykochemiczne

 Destylacja daje pełne odmineralizowanie wody, jednak w przemyśle

ze względu na wysokie koszty energii cieplnej rzadko znajduje

zastosowanie.

 Metody termiczne. Pod wpływem ogrzewania powyżej 37ºC

następuje termiczny rozpad kwaśnych węglanów wapnia i magnezu.

Metodą tą można usunąć wyłącznie twardość węglanową.

 Metody chemiczne polegają na wytrącaniu

nierozpuszczalnych osadów lub na wiązaniu w

związki kompleksowe jonów wapnia i magnezu:

• metoda sodowo-wapienna. Wodę zadaje się wapnem gaszonym i

sodą. Wapno obniża twardość węglanową (przemijającą).

Ca(HCO

3

)

2

+ Ca(OH)

2

→2 CaCO

3

(osad) + 2H

2

O

Ca(HCO

3

)

2

+ Ca(OH)

2

→ MgCO

3

(osad) + CaCO

3

(osad) +

2H

2

O

MgCO

3

+ Ca(OH)

2

→ Mg(OH)

2

(osad) + CaCO

3

(osad)

Powstające podczas zmiękczania nierozpuszczalne węglany

wapnia i magnezu w postaci osadów zostają odfiltrowane lub

osiadają na dnie zbiornika. Zmiękczanie sodowo-wapienne jest

stosunkowo tanie, ale wymaga dużych zbiorników ze względu

na powolne opadanie osadów CaCO

3

i MgCO

3

.

• Metoda fosforanowa. Fosforan trójsodowy reaguje z

jonami wapnia i magnezu tworząc nierozpuszczalne

fosforany

3Ca

2+

+ 2Na

3

PO

4

→ Ca

3

(PO4)

2

(osad) + 6Na

+

3Mg

2+

+ 2Na

3

PO

4

→ Mg

3

(PO4)

2

(osad) + 6Na

+

 Metody fizykochemiczne.

Są to metody oparte głównie na zastosowaniu jonitów.

Jonity albo wymieniacze jonowe są to ciała stałe

nieorganiczne lub organiczne nierozpuszczalne w

wodzie, które mają zdolność wymiany własnych jonów

z jonami otaczającego je roztworu. Reakcja przebiega

na powierzchni ziaren jonitu. Jonity zdolne do wymiany

kationów nazywamy kationitami, a jonity zdolne do

wymiany anionów nazywamy anionitami.

 Kationity wymieniają swe jony wodorowe na kationy

metali znajdujące się w wodzie, według reakcji

R-A

-

H

+

+ Me

+

↔R-A

-

Me+ + H

+

gdzie: R - szkielet polimeru, A- - grupa anionowa

związana z polimerem (-SO

3-

, -COO

-

)

W procesie wymiany jonowej rozpuszczone w wodzie

jony metali wypierają z kationu jony wodorowe. Jony

metali są zatrzymywane na powierzchni ziaren

kationitu, a jony wodorowe przechodzą do wody

powodując wzrost jej kwasowości.

• Woda po przejściu przez kationit zostaje wprowadzona na

anionit, na którym związane zostają aniony, zgodnie z

reakcją;

R-B

+

OH

-

+ A

-

↔ R-B

+

A

-

+ OH

-

gdzie: R - szkielet polimeru, B+ - grupa kationowa

atomowo związana z polimerem (- NH

3+

), =NH

2+

)

• Znajdujące się w wodzie aniony zatrzymywane są na

powierzchni anionitu, a równoważna ilość jonów

wodorotlenowych OH

-

przechodzi do wody. Jony te reagują

z jonami wodorowymi H

+

, pochodzącymi z wymiany

kationów tworząc cząsteczki wody.

• Jonity regeneruje się przepuszczając przez kationity

dostatecznie stężony roztwór kwasu, a przez anionity

roztwór zasady. procesy regeneracji jonitów można opisać

równaniami:

• kationit R-A

-

Me

+

+ H

+

↔ R-A

-

H

+

+ Me

+

• anionit R-B

+

A

-

+ OH

-

↔ R-A

+

OH

-

+ A

-

Dysocjacja elektrolityczna

W drugiej połowie XIX wieku szwedzki chemik S.A. Arrhenius

doświadczalnie udowodnił, że substancje chemiczne można podzielić

na dwie grupy:

Grupa I –substancje, których roztwory wodne

przewodzą prąd elektryczny – elektrolity
Grupa II – substancje, których roztwory wodne nie

przewodzą prądu elektrycznego – nieelektrolity.

Teorię Arrheniusa można ująć ogólnie w postaci czterech podstawowych

opartych na doświadczeniu założeniach:

• elektrolity, a więc kwasy, zasady i sole podczas rozpuszczania w

wodzie rozpadają się na elementy naładowane elektrycznie, czyli

ulegają tzw. dysocjacji elektrolitycznej. Elementy te nazwano

jonami. Jony naładowane dodatnio nazywa się kationami, a ujemne

anionami.

• suma ładunków elektrycznych kationów i anionów, powstających na

skutek dysocjacji elektrolitycznej elektrolitów jest zawsze równa zeru.

• nieelektrolity tzn. substancje, które w roztworach wodnych i w stanie

stopionym nie przewodzą prądu elektrycznego, nie ulegają dysocjacji

elektrolitycznej.

• właściwości chemiczne jonów różnią się zupełnie od własności

obojętnych atomów i cząsteczek

Definicja kwasów i zasad wg

Arrheniusa

 Kwasami

nazywamy

związki

chemiczne,

które

podczas

rozpuszczania w wodzie dysocjują całkowicie lub częściowo na

kationy wodorowe i aniony reszt kwasowych.

HNO

3

→ H

+

+ NO

-3

H

2

SO

4

→ 2 H

+

+ SO

2-4

Kwasy takie jak HNO

3

, które w czasie dysocjacji odczepiają jeden

kation

wodorowy

nazywamy

jednoprotonowymi.

Kwasy

posiadające w cząsteczkach dwa atomy wodoru zdolne do

oddysocjowania w postaci kationów - dwuprotonowymi, trzy-

trójprotonowymi,

 Zasadami nazywamy to związki chemiczne, które podczas

rozpuszczania w wodzie dysocjują całkowicie lub częściowo na

aniony wodorotlenowe OH

-

i kationy metali.

NaOH→ Na

+

+ OH

-

Ca(OH)

2

→ Ca

2+

+ 2OH

-

 Solami nazywamy produkty reakcji kwasów z zasadami. Związki te

w temperaturze pokojowej występują na ogół w stanie stałym,

krystalicznym i mają budowę jonową, czyli składającą się z kationów

metali lub kationu amonowego i anionów reszt kwasowych. Proces

rozpuszczania soli w wodzie polega zatem na przechodzeniu do

roztworu istniejących już w krysztale kationów i anionów. Jonowa

budowa soli tłumaczy również zdolności przewodzenia prądu przez

stopione sole.

NaNO

3

→ Na

+

+ NO

3-

Moc elektrolitów

Wielkością opisującą w sposób ilościowy dysocjację

elektrolitów

w

roztworze

jest

stopień

dysocjacji.

Pojęcie

to

po

raz

pierwszy

wprowadził Arrhenius i jest ono często

wykorzystywane

do

porównywania

mocy

elektrolitów.

Stopień

dysocjacji

elektrolitu

określa

się

stosunkiem

liczby

moli

cząsteczek

zdysocjowanych na jony do liczby moli cząsteczek

substancji rozpuszczonej.

lub

gdzie: (α) - stopień dysocjacji, N- liczba moli

cząsteczek zdysocjowanych na jony, N

0

- liczba

moli cząsteczek substancji rozpuszczonej

0

N

N





0

c

c





 Wartość stopnia dysocjacji jest mniejsza lub równa

jedności, można ją również wyrażać w procentach.

Jeżeli stopień dysocjacji jest równy lub bliski jedności,

wtedy elektrolit jest prawie całkowicie zdysocjowany

na jony a przewodnictwo elektryczne takiego

roztworu jest znaczne.

 Okazuje się, że całkowicie dysocjują elektrolity

mocne (α = 1) natomiast elektrolity słabe mają α < 1.

Dla elektrolitów słabych, wartości stopnia dysocjacji

wynoszą kilka procent.

 Elektrolity mocne - α > 30% - sole, wodorotlenki

sodowy, potasowy, kwasy: solny , azotowy V,

chlorowy VII

 Elektrolity średniej mocy - 5% <α <30%, kwas

fosforowy V

 Elektrolity słabe – α < 5%, wodorotlenek

amonowy, kwas octowy

Stopień dysocjacji zależy:

• od rodzaju elektrolitu i rodzaju rozpuszczalnika

• od stężenia roztworu

• nieznacznie od temperatury

• od obecności innych elektrolitów w roztworze

• Rodzaj elektrolitu- podstawowym czynnikiem decydującym o

wartości stopnia dysocjacji jest siła wiązania w cząsteczce, która

podlega dysocjacji. Przykładem może być cząsteczka HF. Mimo że

wiązanie H-F jest znacznie bardziej polarne jak wiązanie H-Cl, HF

jest słabym elektrolitem a HCl jest mocnym elektrolitem.

Częściowo odpowiedzialne za to jest bardzo silne wiązanie H-F, w

wyniku czego wodór oddziela się z trudnością.

Rodzaj rozpuszczalnika- zmiana rozpuszczalnika może w sposób

znaczący wpłynąć na wartość stopnia dysocjacji. Na przykład, w

porównywalnych warunkach, HCl w wodzie jest w 100%

zdysocjowany, a w benzenie dysocjacja HCl jest mniejsza niż 1%.

Stężenie roztworu- pomiary wykazały, że stopień dysocjacji

wzrasta z rozcieńczeniem elektrolitu i w roztworach bardzo

rozcieńczonych wszystkie elektrolity wykazują stopień dysocjacji

zbliżony do jedności, tzn. niemal wszystkie cząsteczki lub

zgrupowania jonów substancji rozpuszczonej ulegają

zdysocjowaniu na jony

Stała dysocjacji

 Dysocjację słabych elektrolitów można traktować jako odwracalną

reakcje chemiczną. Słaby elektrolit, o wzorze ogólnym AB, ulega w

roztworze wodnym dysocjacji według równania:

AB ↔A

+

+ B

-

W stanie równowagi równanie można wyrazić zależnością:

gdzie: Kc nosi nazwę stałej dysocjacji.

 Stała Kc jest wielkością praktycznie biorąc stałą w określonej

temperaturze, niezależną od stężenia. Dlatego może służyć jako

miara mocy elektrolitów. Im elektrolit jest mocniejszy, tym wartość

stałej Kc jest większa.

Odpowiednio dla elektrolitu mocnego wartość Kc > 1. Przyjęto

umownie, że dla elektrolitów słabych wartości Kc wynoszą

odpowiednio – 10

-7

< Kc < 10

-3

.

]

[

]

[

]

[

AB

B

A

K

c









Związek między stałą dysocjacji a stopniem

dysocjacji

• Prawo rozcieńczeń Ostwalda

[B

-

] =[A

+

] = α •c [AB] = c- α •c = c(1- α )

Dla roztworów rozcieńczonych 1- α = 1, gdy α< 0,05

K

c

= α

2

• c

Stopień dysocjacji słabego elektrolitu jest zatem odwrotnie

proporcjonalny do pierwiastka kwadratowego stężenia

molowego tego elektrolitu i wprost proporcjonalny do

pierwiastka kwadratowego jego stałej dysocjacji. Prawo

rozcieńczeń Oswalda słuszne jest jedynie w przypadku
roztworów elektrolitów słabych i bardzo rozcieńczonych

.



































1

)

1

(

0

2

0

2

0

2

0

0

0

0

c

c

c

c

c

c

c

K

c

0

c

K

c





Dysocjacja wody

Woda ulega dysocjacji wg równania:

H

2

O + H

2

O ↔ H

3

O

+

+ OH

-

lub H

2

O↔ H

+

+ OH

-

stała równowagi tej reakcji ma postać:

stężenie molowe wody jest wielkością stałą i wynosi [H

2

O] =55, 56 mol/dm

3

Stąd

K

w

= [H

+

] • [OH

-

] = 1,8 •10

-16

• 55, 56 = 1•10

-14

Iloczyn stężenia jonów wodorowych i wodorotlenowych nazywamy

iloczynem jonowym wody, jego wartość zależy od temperatury i wraz z

temperaturą wzrasta

• W temperaturze 298,15ºK stężenie jonów wodorowych w czystej wodzie jest

równe stężeniu jonów wodorotlenowych i wynosi:

gdy [H

+

] = [OH

-

] roztwór ma odczyn obojętny

[H

+

]<[OH

-

] roztwór ma odczyn zasadowy

[H

+

] > [OH

-

] roztwór ma odczyn kwaśny

16

2

10

8

,

1

]

[

]

[

]

[















O

H

OH

H

K

w

7

14

10

1

10

1

]

[

]

[

















 OH

H

Skala pH

Posługiwanie się tak małymi stężeniami jest niewygodne w
zapisach i obliczeniach. Dlatego przyjęto wyrażać stężenie
(aktywność) jonów wodorowych w roztworze w tzw. skali pH.

pH definiujemy jako ujemny logarytm dziesiętny z wartości

liczbowej stężenia jonów wodorowych (hydroniowych)

pH = - log [H

+

]

Dla [OH

-

] pOH = - log [OH

-

]

pOH + pH =14

Roztwór o odczynie kwaśnym pH = od 0 do 7

Roztwór o odczynie obojętnym pH =7

Roztwór o odczynie zasadowym pH =od 7 do 14

W celu przybliżonego określenia odczynu roztworu stosuje się

substancje, które zmieniają zabarwienie w zależności od
stężenia jonów wodorowych lub wodorotlenowych są to tzw.
wskaźniki pH ( indykatory pH)

Reakcje jonowe

 Są to reakcje przebiegające w roztworach wodnych

między jonami. Przykładami tych reakcji są reakcje
strąceniowe oraz reakcje zobojętnienia.

 W danej temperaturze iloczyn stężeń jonów w

roztworze nasyconym jest wielkością stała i nosi on
nazwę iloczynu rozpuszczalności.

 Rozpuszczalność elektrolitu trudno

rozpuszczalnego zależy od:
-Temperatury
-Dodatku jonu wspólnego
-Obecności soli nie mających jonów wspólnych z
osadem

Reakcje hydrolizy

 W trakcie rozpuszczania niektórych soli w wodzie zachodzi

reakcja między jonami soli a jonami wody - tę reakcję
nazywamy reakcją hydrolizy- czyli reakcja odwrotna do reakcji
zobojętniania.

 Reakcji hydrolizy ulegają sole:
- Słabych kwasów i mocnych zasad – hydroliza zasadowa
- Słabych zasad i mocnych kwasów – hydroliza kwasowa
- Słabych zasad i słabych kwasów

- Sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie ulegają

hydrolizie!

 Roztwory buforowe są to roztwory słabych kwasów bądź

zasad z solami tych kwasów lub zasad. Wartość pH tych
roztworów praktycznie nie ulega zmianie nawet przy
niewielkim dodatku kwasu lub zasady np. kwas octowy z
octanem sodu pH ok. 5,5

• Teoria

dysocjacji

elektrolitycznej

Arrheniusa

wprowadziła

definicję

kwasu

jako

związku

odczepiającego w roztworach wodnych kationy

wodorowe H

+

i zasady związku odczepiającego w tych

warunkach aniony wodorotlenowe OH

-

. Definicje te

tłumaczą w sposób zadowalający większość zjawisk

zachodzących z udziałem kwasów lub zasad w

roztworach wodnych. Poczyniono jednak obserwacje,

które wykazały braki istniejące w teorii Arrheniusa.

.

Na przykład opierając się na niej nie można w sposób

przekonujący

wyjaśnić

zasadowych

właściwości

amoniaku i amin w wodzie, a zwłaszcza zachowania

się elektrolitów w roztworach niewodnych. Nie można

wyjaśnić także, dlaczego jon wodorowy w roztworach

wodnych nie istnieje jako swobodny proton lecz jako

związany z co najmniej jedną cząsteczką wody i

występuje jako jon hydronowy H

3

O

+

.

Teoria kwasów i zasad wg Brönsteda

(protonowa teoria kwasów i zasad)

• Kwasami nazywamy związki chemiczne lub jony

zdolne do oddawania protonów, a zasadami
związki chemiczne lub jony zdolne do
przyłączania protonów

.

Cząsteczka lub jon kwasu po oddaniu protonu staje
się cząsteczką lub jonem zasady i odwrotnie -
cząsteczka zasady po przyłączeniu protonu staje się
cząsteczką lub jonem kwasu.

HA ↔ H

+

+ A

-

kwas ↔ proton + zasada

HCl + H

2

O↔ H

3

O

+

+ Cl

-

• Związek A

-

jest zatem zasadą sprzężoną z odpowiednim kwasem

HA, a kwas HA jest sprzężony z zasadą A

-

.



Funkcje kwasu może spełniać nie tylko cząsteczka

obojętna ale również jon ujemny lub dodatni.



Wodorotlenki metali nie stanowią zasad w sensie teorii

Brönsteda, ale tylko jon wodorotlenkowy OH

-



Według protonowej teorii kwasów i zasad, kwas może

wykazywać swoje własności kwasowe tylko wobec

zasady, która przyjmuje proton i odwrotnie zasada

może nią być tylko w obecności kwasu, który proton

oddaje.



Według teorii Brönsteda rozpuszczalnik jest nie tylko

ośrodkiem, w którym odbywa się dysocjacja kwasów

lecz odgrywa on przede wszystkim rolę kwasu wobec

rozpuszczonej

zasady

lub

zasady

wobec

rozpuszczonego kwasu.



Teoria Brönsteda tłumaczy zatem w sposób prosty i

przekonujący wpływ rozpuszczalnika na moc kwasów i

zasad.

Teoria Lewisa

• Reakcję kwasowo – zasadową, nazywamy reakcję

chemiczną w wyniku której powstaje wiązanie
koordynacyjne , przy czym atom, cząsteczkę lub
jon dostarczający pary elektronowej nazywamy
zasadą, a atom, cząsteczkę lub jon przyjmujący
parę elektronowa nazywamy kwasem.

H

+

+ :OH

-

↔ H:OH

F

3

B + :NH

3

↔ F

3

B:NH

3

Kwas zasada addukt kwasowo-zasadowy

Produkt reakcji kwasu i zasadą Lewisa nazywamy adduktem

(kompleksem) kwasowo-zasadowym

Teoria Lewisa ma charakter bardziej ogólny niż def.

Brönsteda i znajduje zastosowanie nie tylko w przypadku
rozpuszczalników protonowych , ale również aprotonowych