Teoria Arrheniusa

Teoria Arrheniusa określa się dwa postulaty z zakresu chemii:

1. Popularna nazwa postulatu Arrheniusa, że niektóre związki chemiczne posiadają zdolność do rozkładania się na jony - czyli ulegają dysocjacji elektrolitycznej.

2. Teoria Arrheniusa kwasów i zasad – jedna z teorii kwasów i zasad, postulująca, że kwasem jest związek który dysocjuje się z wytworzeniem jonu wodorowego (H⁺), a zasadą związek, który dysocjuje z wytworzeniem jonu hydroksylowego (OH^-). W myśl tej teorii woda jest jednocześnie kwasem i zasadą.

Przykłady

• kwas solny

HCl ⇌ H⁺ + Cl^-

• zasada sodowa

NaOH ⇌ Na⁺ + OH^-

Teoria Brønsteda

Teoria Brønsteda (Także teoria Brondsteta-Lowriego, teoria kwasów i zasad Brønsteda) − sformułowana przez Johannesa Brønsteda w 1923 teoria, w myśl której kwasem jest substancja mogąca odłączać ze swojej cząsteczki jon wodorowy (proton), natomiast zasadą substancja, która przyłącza protony. Stąd kwas jest donorem protonu (protonodonorem), a zasada akceptorem protonu (protonoakceptorem). Kwas po odłączeniu protonu staje się sprzężoną zasadą, natomiast zasada pobierając proton staje się sprzężonym kwasem:

kwas + zasada ⇌ sprzężona zasada + sprzężony kwas

Ogólny zapis równowagi kwasowo-zasadowej wg teorii Brønsteda można przedstawić następująco:

HA + B ⇌ A⁻ + HB⁺

gdzie:

HA − kwas

B − zasada

A⁻ − sprzężona zasada

HB⁺ − sprzężony kwas

Przykłady:

• HF + H₂O ⇌ F⁻ + H₃O⁺ − woda zachowuje się jak zasada.

• NH₃ + H₂O ⇌ NH+4 + OH⁻ − woda zachowuje się jak kwas.

• HSO−3 + H₂O ⇌ H₂SO₃ + OH⁻ − woda zachowuje się jak kwas.

• CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺ − woda zachowuje się jak zasada.

Ponadto zgodnie z teorią Brønsteda podczas reakcji dwóch cząsteczek wody każda z nich może być zarówno donorem, jak i akceptorem protonu:

H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻ − woda zachowuje się zarówno jak kwas, jak i zasada, czyli jest związkiem amfoterycznym (dokładniej amfiprotycznym).

Teoria kwasów i zasad Lewisa

Teoria kwasów i zasad Lewisa - teoria określająca właściwości kwasowe i zasadowe substancji chemicznej na podstawie jej zdolności akceptorowo-donorowych. Kwas Lewisa to związek chemiczny (oznaczany zazwyczaj symbolem "A"), który może przyjąć parę elektronową od zasady Lewisa ("B"), będącej donorem pary elektronowej. W ten sposób powstaje tzw. addukt AB:

A + :B → A—B

Definicję powyższą zaproponował w 1923 amerykański chemik Gilbert N. Lewis, bazując na teorii wiązania chemicznego. W tym samym roku Brønsted i Lowry zaproponowali swoją teorię kwasów i zasad. Obie teorie się różnią, chociaż częściowo się uzupełniają. Każda zasada Lewisa jest zasadą Brønsteda-Lowry'ego, ale kwas Lewisa nie musi być kwasem wg definicji Brønsteda-Lowry'ego (i odwrotnie).

Definicja Lewisa nie obejmuje klasycznych kwasów (tj. kwasów protonowych np. HCl), które wg teorii Brønsteda-Lowry'ego są kwasami, w myśl definicji Lewisa kwasami nie są. Stanowią one zaśaddukty kwasowo-zasadowe.

Wg definicji Lewisa kwasami są natomiast związki chemiczne mające silny deficyt elektronów, mimo że w ogóle nie posiadają w swojej strukturze atomu wodoru (np. chlorek glinu AlCl₃, bromek cynku ZnBr₂).

Hydroliza – reakcja podwójnej wymiany (często odwracalna), która przebiega między wodą i rozpuszczoną w niej substancją. W jej wyniku powstają nowe związki chemiczne. Jest szczególnym przypadkiem liolizy (solwolizy). Często przebiega w obecności katalizatorów (kwasów lub zasad). Hydrolizę wykorzystuje się w przemyśle chemicznym (np. hydroliza wielocukrów na cukry proste lub hydroliza chlorobenzenu do fenolu).

Zazwyczaj reakcja hydrolizy przebiega wg ogólnego schematu:

AB + H₂O ⇌ AH + BOH

gdzie:

AB – substancja ulegająca hydrolizie

AH i BOH – produkty hydrolizy

Z punktu widzenia teorii Brønsteda zarówno pojęcie, jak i termin hydroliza jest zbędne i traci swój tradycyjny sens, gdyż jest to przejście protonu od kwasu do zasady.

Bufory – roztwory, których wartość pH po dodaniu niewielkich ilości mocnych kwasów albo zasad, jak i po rozcieńczeniu wodą prawie się nie zmienia. Roztwór buforowy to mieszanina kwasu i zasady czyli mieszanina protonodawcy i protonobiorcy według teorii Brønsteda.

Elektrolit binarny (elektrolit dwujonowy) – związek chemiczny o charakterze elektrolitu, którego cząsteczka w czasie dysocjacji rozpada się na jeden kation i jeden anion. Tym samym jeden mol tej substancji dysocjuje na jeden mol kationów i jeden mol anionów, np.:

NaCl ⇌ Na⁺ + Cl⁻

CuSO₄ ⇌ Cu²⁺ + SO₂−4

Elektrolit niebinarny - jest to elektrolit, którego cząsteczka poprzez proces dysocjacji rozpada się na dwa lub więcej kationów i dwa lub więcej anionów. To znaczy, że jeden mol tego elektrolitu dysocjuje na dwa lub więcej kationów i dwa lub więcej anionów np.:

Al₂(SO₄)₃ 2Al³⁺ + 3SO₄²⁻

Mg₃(PO₄)₂3Mg²⁺ + 2PO₄³⁻

Węglowodory aromatyczne, areny – cykliczne węglowodory, w których istnieją sprzężone wiązania wielokrotne, czyli zamknięty układ naprzemiennie położonych wiązań podwójnych ipojedynczych między atomami węgla. We wszystkich atomach pierścienia aromatycznego zachodzi hybrydyzacja sp2, dzięki czemu cząsteczki są płaskie (o ile dodatkowe czynniki stereochemicznenie wymuszają odchyłek, jak np. dla fullerenu C₆₀).

Układ ten powoduje, że wiązania, "rozmywają" się tak, że nie można dokładnie ustalić, które z nich są podwójne, a które pojedyncze^[1]. Jedna z metod formalnego opisu tego zjawiska opiera się na założeniu występowania rezonansu chemicznego. Mechanika kwantowa pozwala wyznaczyć funkcje falowe elektronów. Elektrony tworzące wiązania π zajmują kolejne orbitale cząsteczkowe, zgodnie z zasadami stosowanymi do orbitali atomowych. Obsadzanie kolejnych orbitali π przez pary elektronowe rozpoczyna się od tych, które mają najmniejszą energię. Obliczona łączna gęstość elektronowa na trzech orbitalach wiążących wskazuje, że w stanie podstawowym "rozchodzą" się po równo po wszystkich atomach w pierścieniu. Energia całej cząsteczki jest wówczas mniejsza od energii obliczonej dla struktury Kekulégo (3 wiązania C-C i 3 wiązania C=C). Tę różnicę nazywa się „energią stabilizacji aromatycznej”, „energią stabilizacji przez sprzężenie” albo „energią rezonansu”.

Nie wszystkie węglowodory cykliczne posiadające sprzężone wiązania wielokrotne są aromatyczne. Prostym, choć nie zawsze skutecznym testem na aromatyczność jest reguła Hückla, głosząca że związek jest aromatyczny, jeśli liczba elektronów tworzących wiązania π w pierścieniu jest równa 4n+2, gdzie n jest dowolną liczbą naturalną. Istnieją jednak związki aromatyczne, które nie spełniają tej reguły (np: piren).

Struktura wiązań w arenach powoduje, że są one bardzo trwałe, a ich reaktywność znacząco różni się od innych węglowodorów nienasyconych. Charakterystyczną reakcją dla węglowodorów aromatycznych jest substytucja elektrofilowa katalizowana kwasami Lewisa, zwana reakcją Friedla-Craftsa (reakcja przedstawia alkilowanie benzenu):

Cząsteczki węglowodorów aromatycznych takich jak benzen, czy benzopiren są płaskie. Mają więc możliwość wślizgiwania się między nukleotydy DNA, co nadaje im właściwości rakotwórcze.

Izomery (gr. isos - równy, meros - część) - związki chemiczne o identycznych sumarycznych wzorach cząsteczkowych, różniące się między sobą sposobami lub kolejnością wiązań atomowych albo ich innym rozmieszczeniem w przestrzeni.

Rodniki (dawn. wolne rodniki) – atomy lub cząsteczki zawierające niesparowane elektrony^[1], czyli charakteryzujące się spinem elektronowym różnym od 0. Niektóre układy o całkowitym spinie równym 0, lecz wykazujące tzw. polaryzację spinową (np. niektóre stany przejściowe) czasem traktowane są jako dwurodniki.

Określenia rodniki i wolne rodniki są obecnie tożsame. Dawniej rodniki określane były mianem wolnych rodników dla odróżnienia od "rodników" związanych, czyli podstawników w cząsteczce związku (np. grupy metylowej -CH₃). Obecnie określanie podstawników jako rodniki nie powinno być stosowane^[1].

Rodniki powstają np. na skutek homolitycznego rozpadu wiązań chemicznych, tj. takiego, w wyniku którego przy obu częściach rozerwanej cząsteczki zostaje po jednym z elektronów, które wcześniej tworzyły wiązanie. Może ono następować pod wpływem naświetlania promieniowaniem ultrafioletowym, promieniowaniem rentgenowskim, przez bombardowanie elektronami, w wyniku niektórych reakcji redoks, a także w wyniku termicznego rozpadu (tzw. dysocjacji termicznej) takich związków jak np. nadtlenki lubsole diazoniowe.

Typowy przykład reakcji, w wyniku której powstają rodniki to np. rozpad cząsteczek chloru Cl₂ pod wpływem działania światła ultrafioletowego:

Cl₂ + hν → 2 Cl^•

Fenole – związki organiczne zawierające grupy hydroksylowe związane bezpośrednio z atomami węgla w pierścieniu aromatycznym (w przeciwieństwie do alkoholi aromatycznych, np. alkoholu benzylowego, w których grupa hydroksylowa przyłączona jest do alkilowego atomu węgla). Wykazują znacznie większą kwasowość niżalkohole i mogą tworzyć z mocnymi zasadami sole, fenolany. Najprostszym fenolem z jedną grupą hydroksylową jest fenol.

Wzór ogólny: ArOH, gdzie Ar - grupa arylowa, OH - grupa hydroksylowa

Fenole wykazują odczyn lekko kwasowy w wyniku dysocjacji elektrolitycznej, w trakcie której rozpadają się na jon hydroniowy i fenolanowy. Reagują z aktywnymi metalami, zasadami i tlenkami zasadowymi z wytworzeniem soli –fenolanów, np.:

ArOH + NaOH → ArONa + H₂O

2ArOH + 2Na → 2ArONa + H₂↑

Ulegają reakcji estryfikacji podobnie jak alkohole z wytworzeniem odpowiednich estrów arylowych (np. octan fenylu).

Łatwo ulegają reakcji substytucji elektrofilowej w pozycjach orto i para (np. nitrowaniu i sulfonowaniu) dzięki silnej aktywacji pierścienia aromatycznego przez grupę hydroksylową^[1], np.

Ar-OH + HNO₃ → O₂N-Ar-OH + H₂O

Szybko odbarwiają wodę bromową, np.^[2]:

Fenole są podatne na utlenianie. Na powietrzu tworzą barwne produkty utleniania i dimeryzacji oraz trimeryzacji^[3]. Utlenianie (do chinonów) szczególnie łatwo zachodzi dla pochodnych dihydroksylowych: HO-C₆H₄-OH → C₆H₄O₂ (katalizatorami mogą być Na₂Cr₂O₇, H₂SO₄)

Fenole identyfikuje się za pomocą soli żelaza(III) barwy pomarańczowej. W wyniku reakcji powstaje kompleks o barwie fioletowej (ciemnogranatowej).

Aldehydy – grupa związków organicznych posiadających grupę aldehydową, czyli grupę karbonylową (C=O) połączoną z jednym (-CHO) lub dwoma (CH₂O) atomami wodoru. Proste aldehydy, będące pochodnymi alkanów i zawierające w cząsteczce jedną grupę aldehydową to alkanale o wzorze ogólnym C_nH_2n+1CHO.

Pokrewną klasę związków stanowią ketony (R₂CO), nieposiadające atomu wodoru przy grupie karbonylowej. Ketony i aldehydy mają zbliżone właściwości chemiczne, przy czym aldehydy są z reguły bardziej reaktywne. Istnieje też szereg reakcji charakterystycznych jedynie dla aldehydów.