Zasady – jedna z podstawowych obok kwasów i soli grup związków chemicznych, które z kwasami tworzą sole.
W świetle klasycznej teorii kwasów i zasad posiada cechy przypisane zasadom, czyli jest zdolna do neutralizowania kwasów, wypierania słabszych zasad z ich związków oraz wywoływania charakterystycznej zmiany barwy wskaźników chemicznych, np. barwi lakmus na niebiesko. Wodne roztwory silnych zasad nieorganicznych są nazywane ługami (np. ług sodowy).
Zasada Arrheniusa
Według klasycznej, jonowej teorii Arrheniusa, zasada to związek chemiczny, który po wprowadzeniu do roztworu wodnego, na skutek dysocjacji z wydzieleniem anionów wodorotlenowych, zwiększa stężenie jonów i zmniejsza stężenie jonów oksoniowych (zwiększa pH roztworu). Zasadą w rozszerzonej teorii Arrheniusa jest też amoniak, mimo że nie zawiera w swoich cząsteczkach jonów wodorotlenowych. Wiąże on jednak atom wodoru z wody wiązaniem koordynacyjnym wolną parą elektronową atomu azotu, co prowadzi do wzrostu stężenia jonów :
Zasada Brønsteda-Lowry’ego
Zasada według definicji Brønsteda-Lowry’ego to każdy związek chemiczny, który w warunkach danej reakcji jest akceptorem (czyli inaczej przyjmującym) kationu wodorowego (), czyli protonu.
Z drugiej strony kwas to każdy związek, który może być donorem, czyli inaczej dostarczycielem protonu (kationu wodorowego). Np. w reakcji:
związek HA jest kwasem, a związek B – zasadą.
Związki chemiczne (z wyjątkiem niektórych bardzo mocnych zasad i kwasów) mogą w zależności od warunków pełnić rolę kwasu lub zasady – związki takie nazywa się związkami amfiprotycznymi.
Zasada Lewisa
Inną, bardziej ogólną definicję zasady podał Lewis: Zasada to związek, który jest donorem (dostarczycielem) w warunkach danej reakcji pary elektronowej (więc kwas jest akceptorem pary elektronowej).
W przypadku zasad definicja ta jest praktycznie jednoznaczna z definicją klasyczną, gdyż przyjęcie jonu wodorowego wiąże się z utworzeniem wiązania z atomem wodoru, przy czym oba elektrony tworzące to wiązanie muszą być dostarczone przez zasadę. Każda zasada będąca nią według definicji klasycznej musi być więc też zasadą według definicji Lewisa i vice versa.
Nie jest tak jednak w przypadku kwasów, gdyż definicja Lewisa obejmuje też związki, które zachowują się jak kwasy, bo mają silny deficyt elektronów, mimo że w ogóle nie posiadają w swojej strukturze atomu wodoru (np. chlorek glinu(III) ).
Jeszcze bardziej ogólnym od kwasów i zasad Lewisa podziałem związków chemicznych pod kątem nadmiaru lub deficytu elektronów są pojęcia: elektrofil i nukleofil.
Przypisy
Bibliografia
Zobacz też
moc zasady
Kategoria:Artykuły, które powinna mieć każda Wikipedia (poniżej 10k)