Zasady - Polski Serwis Naukowy

Ten artykuł dotyczy związków chemicznych. Zapoznaj się również z: inne znaczenia tego słowa.

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:

Amfoteryczność to zdolność związku chemicznego do reakcji z kwasami i zarazem zasadami. Inaczej, jest to zdolność związków chemicznych do bycia w jednych reakcjach kwasami a w innych zasadami. Związki wykazujące amfoteryczność nazywa się czasami amfolitami.

Reakcja chemiczna – każdy proces, w wyniku którego pierwotna substancja zwana substratem przemienia się w inną substancję zwaną produktem. Aby cząsteczka substratu zamieniła się w cząsteczkę produktu konieczne jest rozerwanie przynajmniej jednego z obecnych w niej wiązań chemicznych pomiędzy atomami, bądź też utworzenie się przynajmniej jednego nowego wiązania. Reakcje chemiczne przebiegają z reguły z wydzieleniem lub pochłonięciem energii cieplnej, promienistej (alfa lub beta) lub elektrycznej.

Zasada Arrheniusa

Osobny artykuł: Teoria 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 OH i zmniejsza stężenie jonów oksoniowych H3O (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 OH:

Elektrofil – to cząsteczka lub grupa która, jak sama nazwa wskazuje, "lubi" elektrony, czyli sama posiada ich niedomiar i w odpowiednich warunkach jest w stanie je przyjąć, czyli być ich akceptorem.

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 jony wodoru (protony), natomiast zasadą substancja, która protony przyłącza. Stąd kwas jest donorem protonu (protonodonorem), a zasada akceptorem protonu (protonoakceptorem). Kwas po odłączeniu protonu przechodzi w sprzężoną zasadę, tak samo zasada pobierając proton przechodzi w sprzężony kwas:

NH3 + H2O → NH4 + OH

Zasada Brønsteda-Lowry'ego

Osobny artykuł: Teoria kwasów i zasad Brønsteda.

Zasada wg definicji Brønsteda-Lowry'ego to każdy związek chemiczny, który w warunkach danej reakcji jest akceptorem (czyli inaczej przyjmującym) kationu wodorowego (H) czyli protonu.

Z drugiej strony kwas to każdy związek, który może być donorem, czyli inaczej dostarczycielem protonu (kationu wodorowego).

Sole - związki chemiczne powstałe w wyniku całkowitego lub częściowego zastąpienia w kwasach atomów wodoru innymi atomami, bądź grupami o właściwościach elektrofilowych, np. kationy metali, jony amonowe i inne postaci XR4+ (gdzie X = {N, P, As, ...}, R - dowolna grupa organiczna) itp. Sole znalazły liczne zastosowania jako nawozy sztuczne, w budownictwie, komunikacji, przemyśle spożywczym i wielu innych. Sole występują w przyrodzie, jako minerały lub w organizmach żywych w roztworach płynów ustrojowych.

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:

Np. w reakcji: HA + B → A + HB

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 amfoterycznymi.

Zasada Lewisa

Osobny artykuł: Teoria kwasów i zasad 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).

Moc zasady - ilościowa miara jej chemicznej "siły działania". Miarą tej mocy jest minus logarytm dziesiętny ze stałej dysocjacji zasady w danych warunkach, oznaczany skrótem pKb lub

Wiązanie koordynacyjne (donorowo-akceptorowe), to rodzaj kowalencyjnego wiązania chemicznego. Istotą tego wiązania jest uwspólnienie pary elektronowej między dwoma atomami, przy czym oba te elektrony formalnie pochodzą od jednego atomu.

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 wg definicji klasycznej musi być więc też zasadą wg definicji Lewisa i vice versa.

Nukleofil – to cząsteczka lub grupa, która, jak sama nazwa wskazuje, "lubi" dodatnio naładowane jądra innych atomów. Sama posiada nadmiar elektronów i w odpowiednich warunkach jest skłonna się nimi podzielić, czyli być ich donorem.

Jon wodorotlenkowy (jon hydroksylowy), OH- – jednowartościowy anion (jon jednoujemny) zbudowany z dwóch atomów, tlenu i wodoru. Jon wodorotlenkowy wraz z jonem hydroniowym (oksoniowym) stanowi produkt autodysocjacji wody:

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) AlCl3).

Jeszcze bardziej ogólnym od kwasów i zasad Lewisa podziałem związków chemicznych pod kątem nadmiaru lub deficytu elektronów są pojęcia: elektrofil i nukleofil.

Zobacz też

Zobacz hasło zasada w Wikisłowniku

moc zasady, skala pH