kwasów i zasad teorie

kwasów i zasad teorie,

teorie wyjaśniające budowę, właściwości i reaktywność substancji uważanych bądź za kwasy, bądź za zasady.

Historycznie najstarszą teorię podał A.L. Lavoisier (1778), który błędnie uważał, że właściwości kwasów wynikają z obecności tlenu w ich cząsteczkach (stąd dawna polska nazwa tlenu — kwasoród). Według wodorowej teorii kwasów, sformułowanej przez H.B. Davy’ego (1814), wodór jest zasadniczym składnikiem kwasów; teorię tę uściślił J. Liebig (1833), który wskazał, że o charakterze kwasowym decyduje tylko obecność takiego atomu wodoru, który może być podstawiony przez atom metalu. Th. Graham (1833) i Liebig (1838) wykazali, że takich atomów wodoru może być w cząsteczce kilka. Istotny postęp wprowadziła teoria dysocjacji elektrolitycznej S.A. Arrheniusa (1887), określająca jako kwasy substancje, które w wyniku dysocjacji elektrolitycznej odszczepiają jon wodorowy H⁺ (proton), a jako zasady — substancje ulegające dysocjacji z odszczepieniem jonu wodorotlenkowego OH^–:

HCl (kwas) ⇄ H⁺ + Cl^–; NaOH (zasada) ⇄ Na⁺ + OH^–

Ponieważ jony H⁺ i OH^– można traktować jako składniki wody występujące w reakcji H₂O ⇄ H⁺ + OH^–, więc uogólnieniem tej teorii, zwanej teorią jonową, jest teoria rozpuszczalnikowa E.K. Franklina (1914) dotycząca innych, niewodnych rozpuszczalników; np. w ciekłym amoniaku analogiczną reakcją jest:

2NH₃ ⇄ NH₄⁺ + NH₂^–, a więc kwasami są substancje zawierające jon NH₄⁺, a zasadami — jon NH₂^–. W teorii protolitycznej, opracowanej przez J.N. Brönsteda i Th.M. Lowry’ego (1923), kwasami są substancje, jony lub cząsteczki, które są donorami protonów (oddają jon wodorowy), a zasadami — substancje, które są akceptorami protonów (przyłączają jon wodorowy); w wyniku reakcji protolitycznej powstają inny kwas i inna zasada:

H₂O (kwas 1) + NH₃ (zasada 2) ⇄ OH^– (zasada 1) + NH₄⁺ (kwas 2)

CH₃COOH (kwas 1) + H₂O (zasada 2) ⇄ CH₃COO^– (zasada 1) + H₃O⁺ (kwas 2)

W reakcjach tych woda może być zarówno kwasem, jak i zasadą — ma charakter amfoteryczny. Ponieważ w tych reakcjach następuje tworzenie wiązania koordynacyjnego, G.N. Lewis (1926), zaproponował teorię elektronową, która uwzględnia również inne reakcje podobnie przebiegające. Kwasami według teorii Lewisa są jony lub cząsteczki mające niedobór elektronów, które mogą reagować z jonami lub cząsteczkami mającymi wolne pary elektronów; kwasy są więc akceptorami elektronów, a zasady — donorami elektronów, np.:

BCl₃ (kwas) + NH₃ (zasada) ⇄ Cl₃BNH₃

FeCl₃ (kwas) + Cl^– (zasada) ⇄ FeCl₄^–

Wzajemną reaktywność kwasów i zasad Lewisa objaśnia teoria twardych i miękkich kwasów, opracowana przez R.G. Pearsona (1963). Akceptory protonów odznaczające się małą polaryzowalnością, a więc małą zdolnością do deformacji powłok elektronowych pod wpływem pola elektrycznego partnera reakcji, zalicza się do kwasów twardych (np. H⁺, Mg²⁺, CO₂), a akceptory wykazujące dużą polaryzowalność — do kwasów miękkich (np. Ag⁺, CH₃Hg⁺, I₂). Zasadami twardymi są donory elektronów o małej polaryzowalności (np. OH^–, F^–, NH₃), miękkimi zaś — donory o dużej polaryzowalności (np. S^2–, CN^–, CO). Kwasy twarde reagują przede wszystkim z zasadami twardymi, a kwasy miękkie z miękkimi zasadami. Teoria ta wyjaśnia zachodzenie wielu reakcji związków organicznych i nieorganicznych.