Materiały pochodzą z Platformy

Edukacyjnej Portalu

www.szkolnictwo.pl

Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu www.szkolnictwo.pl mogą być wykorzystywane przez jego
Użytkowników

wyłącznie

w zakresie własnego użytku osobistego oraz do użytku w szkołach podczas zajęć dydaktycznych. Kopiowanie, wprowadzanie zmian,
przesyłanie,

publiczne

odtwarzanie

i wszelkie wykorzystywanie tych treści do celów komercyjnych jest niedozwolone. Plik można dowolnie modernizować na potrzeby
własne

oraz

do

wykorzystania

w szkołach podczas zajęć dydaktycznych.

W1661 roku Robert Boyle w swoim dziele "Chemik Sceptyk" podał podstawy
klasyfikacji substancji chemicznych, dzieląc je na: pierwiastki, ziemie, kwasy,
zasady i sole. Odkrył też zmiany barwy lakmusu pod działaniem kwasów i zasad
oraz pierwszy wprowadził do prac chemicznych papierki wskaźnikowe.

KLASYCZNA TEORIA ARRHENIUSA

KLASYCZNA TEORIA ARRHENIUSA

W 1884 roku Arrhenius sformułował teorię dysocjacji
elektrolitycznej.
W 1887 roku poszerzył ją o definicję kwasu i zasady.

Kwasem jest substancja odszczepiająca
w roztworze wodnym jony wodorowe

Zasadą jest substancja odszczepiająca
w roztworze wodnym jony wodorotlenowe

W wyniku zobojętnienia kwasu zasadą (i odwrotnie) powstaje sól i
woda.
Reakcje zobojętniania rozpatruje się, zgodnie z tą teorią, tylko w
środowisku wodnym.

+

+

-

-

A-H

A + H

MOH

M + OH

Teoria zawodzi, gdy trzeba wyjaśnić pojęcia oraz reakcje kwasów i zasad
w innych rozpuszczalnikach. Teoria klasyczna nie tłumaczy zasadowego
zachowania się amin organicznych. Trudno też rozpatrywać sole, które w
roztworze kwaśnym mają wszystkie cechy zasady, jak np. Na

2

CO

3

, bądź

też kwasu, jak NaHSO

4

.

Znacznym rozszerzeniem teorii Arrheniusa jest ogłoszona w 1923 roku,
niezależnie przez J.N. Brønsteda i T.M. Lowry'ego, tzw

. teoria

protolityczna (również protonowa) kwasów i zasad.

TEORIA BRØNSTEDA I LOWRY'EGO

TEORIA BRØNSTEDA I LOWRY'EGO

Wg teorii Brønsteda i Lowry'ego

Kwasem

jest substancja, która może oddawać proton innej, jest więc

donorem protonów.

Zasady

mogą przyjmować protony, są więc

akceptorami protonów

.

Reakcje odłączania i przyłączania protonu są odwracalne, cząsteczka

(lub jon) utworzona wskutek odłączenia protonu od kwasu może więc z
powrotem przyłączać proton.
Tak więc w odwracalnej reakcji odłączenia protonu od donora
(kwasu) powstaje akceptor (zasada).

kwas ↔ zasada + p

Kwasem lub zasadą może być zarówno obojętna cząsteczka, jak i

jon - kation lub anion

Równowaga kwasowo-zasadowa Brönsteda i Lowry’ego zakłada, że z

każdym kwasem musi być sprzężona jakaś zasada.

"p" oznacza proton przenoszony w reakcji kwas-zasada , w odróżnieniu
od symboli H

+

lub H

3

O

+

oznaczających uwodniony proton, który może

istnieć tylko w roztworach wodnych.

"p" oznacza proton przenoszony w reakcji kwas-zasada , w odróżnieniu
od symboli H

+

lub H

3

O

+

oznaczających uwodniony proton, który może

istnieć tylko w roztworach wodnych.



 H

p

1

1

Przykłady









































H

NH

NH

H

HCOO

HCOOH

H

OH

O

H

H

O

H

O

H

zasada

3

kwas

4

zasada

kwas

zasada

kwas

2

zasada

2

kwas

3









 





 









Wszelkie reakcje typu kwas-zasada polegają na przeniesieniu protonu z

cząsteczki kwasu do cząsteczki zasady.

W roztworach wolne protony nie mogą samodzielnie istnieć, wobec
tego muszą połączyć się z inną cząsteczką lub jonem.
Taka cząsteczka lub jon ma charakter akceptora protonu, a więc zasady.
Dlatego w rzeczywistości nie przebiegają reakcje odłączenia protonu od
kwasu, a jedynie reakcje przeniesienia protonu do cząsteczki innej
zasady, będącej mocniejszym akceptorem protonów od zasady
sprzężonej z danym kwasem.

Jednocześnie przebiegają reakcje

dwóch sprzężonych par:

I. Kwas 1 ↔ p + zasada 1

II. Zasada 2 + p ↔ kwas 2

Sumaryczna reakcja:

kwas 1 + zasada 2 ↔ zasada 1 + kwas 2

Reakcje kwas-zasada zachodzą często w roztworach z udziałem
rozpuszczalnika. Cząsteczki wody, jako rozpuszczalnik, mogą zarówno
łączyć się z protonami, tworząc jon hydroniowy H

3

O

+

, jak też oddawać

proton, przechodząc w jon wodorotlenowy OH

-

.

Związki, które według tej teorii mogą pełnić rolę zarówno kwasu jak i
zasady nazywamy związkami amfiprotycznymi

►

Jeśli substancja ma właściwości donorowe mocniejsze niż cząsteczki

wody, to przebiegnie reakcja z wytworzeniem jonów H

3

O

+

i substancję

tę będziemy w roztworach traktowali jako kwas.

Przykłady













zasada2

3

kwas1

3

zasada1

2

kwas2

4

zasada2

kwas1

3

zasada1

2

kwas2

NH

O

H

O

H

NH

Br

O

H

O

H

HBr

































W reakcjach tych woda występuje
zawsze jako zasada.

►

Jeśli woda ma mocniejsze właściwości donorowe niż substancja

rozpuszczona, to obecność tej ostatniej w roztworze wodnym spowoduje
powstanie jonów OH

-.

Wówczas taką substancję określamy jako zasadę

Przykład









kwas2

2

zasada1

kwas1

2

zasada2

S

H

OH

O

H

HS











Jeśli w roztworze wodnym znajduje się substancja, która jest mocniejszym
akceptorem protonów (zasadą) niż woda bądź mocniejszym donorem
protonów (kwasem) niż woda, to jej udział będzie dominujący.

Przykład

Amoniak wprowadzony do roztworu wodnego kwasu
octowego jest mocniejszym akceptorem, a więc silniejszą
zasadą niż woda. Zachodzi w przeważającym stopniu
reakcja
CH

3

COOH + NH

3

↔ CH

3

COO

-

+ NH

4

+

Ogólna reguła charakteryzująca reakcje kwas-zasada
- kwasy reagują w pierwszej kolejności z najmocniejszą w danych
warunkach zasadą, zaś zasady - z najmocniejszym kwasem.
Jeśli zatem porównamy z sobą substancje pod względem zdolności do
odłączania i przyłączania protonów, to stwierdzimy, że im kwas ma
mocniejsze właściwości donorowe, tym mniej chętnie sprzężona z nim
zasada łączy się z protonem, jest więc tym słabszym akceptorem.
Odwrotnie, im zasada ma bardziej zdecydowane właściwości
akceptorowe, tym sprzężony z nią kwas jest słabszy.

Ogólna reguła charakteryzująca reakcje kwas-zasada
- kwasy reagują w pierwszej kolejności z najmocniejszą w danych
warunkach zasadą, zaś zasady - z najmocniejszym kwasem.
Jeśli zatem porównamy z sobą substancje pod względem zdolności do
odłączania i przyłączania protonów, to stwierdzimy, że im kwas ma
mocniejsze właściwości donorowe, tym mniej chętnie sprzężona z nim
zasada łączy się z protonem, jest więc tym słabszym akceptorem.
Odwrotnie, im zasada ma bardziej zdecydowane właściwości
akceptorowe, tym sprzężony z nią kwas jest słabszy.

ELEKTRONOWA TEORIA LEWISA

ELEKTRONOWA TEORIA LEWISA

Lewis zwrócił uwagę na fakt, że zasadami są przeważnie cząsteczki,
atomy lub jony bogate w wolne pary elektronowe.
Efekt ten jest widoczny w oddziaływaniu cząsteczki wody i cząsteczki
amoniaku z jonem wodorowym:

Według tej teorii kwasy to substancje będące akceptorami pary

elektronowej, natomiast zasady to substancje będące donorami

pary elektronowej.

Przykłady

3

3

2

3

2

2

)NO

(NH

CO

)

(NH

HNO

)

(NH

CO

)

(NH













W reakcji kwas azotowy(V) pełni rolę kwasu, a mocznik
zasady.

W ogólności, reakcję kwasowo-zasadową wg Lewisa można zapisać w
postaci:











Lewisa)

(sol

zasadowy

wasowo

kompleks_k

(donor)

zasada

(akceptor)

kwas

B

A

B

:

A









Teoria Usanowicza

Jeszcze bardziej ogólną teorię sformułował M. Usanowicz w 1939 r.
Zgodnie z nią kwasem nazywamy substancję, której cząsteczka
odszczepia kation, przyłącza anion lub elektron i zdolna jest do
zobojętniania zasad i tworzenia soli.
Z kolei zasadą jest substancja, której cząsteczki odszczepiają anion,
przyłączają kation i zdolna jest do zobojętniania zasad i tworzenia soli.

Dzięki wprowadzonym modyfikacjom praktycznie wszystkie kwasy i
zasady, zarówno Arrheniusa, jak i Brønsteda-Lowry'ego, są
sklasyfikowane jak poprzednio, natomiast można dodatkowo
sklasyfikować nowe związki.
Na przykład w reakcji amoniaku z wodorkiem boru można ten ostatni
uważać za kwas, czego nie dałoby się objaśnić poprzednimi teoriami

Bibliografia

„Repetytorium maturzysty_chemia” Iwona Król
„ Chemia od A do Z” M. Klimaszewska

http://pl.wikipedia.org
http://atos.wmid.amu.edu.pl/
http://www.mlyniec.gda.pl/
http://oen.dydaktyka.agh.edu.pl