Teoria kwasów i zasad Brønsteda - Polski Serwis Naukowy

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:

Jon wodorowy - kation (jon dodatni) utworzony z atomu wodoru, poprzez oderwanie jego jednego elektronu. Praktycznie biorąc jon wodorowy jest po prostu wolnym protonem. W zapisach przebiegu reakcji chemicznych zapisuje się go jako: H+.

Zasady – jedna z podstawowych obok kwasów i soli grup związków chemicznych. Wodne roztwory silnych zasad nieorganicznych są nazywane ługami (np. ług sodowy). Istnieją trzy różne definicje tej grupy związków:

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:

Kwas siarkowy(IV), (kwas siarkawy, H2S O3) - nieorganiczny związek chemiczny, słaby, nietrwały kwas powstający przez reakcję tlenku siarki(IV) z wodą. Z metalami tworzy trwałe sole – siarczany(IV) (siarczyny).

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:

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

Zobacz też

Teoria kwasów i zasad Lewisa