Kwasy

Kwasy – związki chemiczne wykazujące charakter kwasowy, co w zależności od definicji może oznaczać zdolność do:

zakwaszania środowiska, tj. obniżania jego pH (definicja Arrheniusa),
dostarczania kationów wodorowych (definicja Brønsteda-Lowry’ego),
przyjmowania pary elektronowej (definicja Lewisa).

Ten artykuł od 2021-02 zawiera treści, przy których brakuje odnośników do źródeł.

W najprostszym rozumieniu kwasy to związki chemiczne zawierające łatwo dysocjujące atomy wodoru. W roztworach wodnych dysocjują one na kation wodorowy i anion reszty kwasowej. Związki chemiczne o właściwościach przeciwnych do kwasowych to zasady.

Osobny artykuł: Teoria Arrheniusa.

Kwas według klasycznej definicji Arrheniusa to każdy związek, który wprowadzony do roztworu wodnego zwiększa stężenie jonów oksoniowych H₃O⁺ (zmniejsza pH roztworu). Automatycznie zasadą jest każdy związek, który zwiększa stężenie jonów wodorotlenkowych OH⁻. Definicja ta ma głównie zastosowanie do roztworów wodnych.

W wyniku reakcji kwasów z zasadami powstają zazwyczaj sole.

Osobny artykuł: Teoria kwasów i zasad Brønsteda.

Według teorii kwasów i zasad Brønsteda-Lowry’ego, kwas to każdy związek chemiczny, który w warunkach danej reakcji jest donorem, czyli inaczej dostarczycielem jonu wodorowego H⁺.

Z drugiej strony zasada to każdy związek chemiczny, który może być akceptorem, czyli inaczej przyjmującym jon wodorowy. W reakcji kwasu i zasady Brønsteda-Lowry’ego powstaje nowy kwas i nowa zasada. Np. w reakcji:

HA + B ⇌ A₋ + HB⁺

Związek HA jest kwasem a związek B zasadą. Jon A₋ jest nową zasadą, a HB⁺ nowym kwasem.

Przykład reakcji:

H₂O + NH₃ ⇌ OH₋ + NH+4

Związki chemiczne (z wyjątkiem niektórych bardzo mocnych zasad i kwasów) mogą w zależności od warunków pełnić rolę kwasu lub zasady.

Osobny artykuł: Teoria kwasów i zasad Lewisa.

Inną, bardziej ogólną definicję kwasu podał Gilbert Lewis: kwas to związek chemiczny, który jest akceptorem (przyjmującym) w warunkach danej reakcji parę elektronową (więc zasada jest donorem pary elektronowej).

Definicja nie obejmuje klasycznych kwasów (tj. kwasów protonowych np. HCl), które według teorii Brønsteda-Lowry'ego są kwasami, w myśl definicji Lewisa kwasami nie są. Stanowią one zaś addukty kwasowo-zasadowe.

Definicja Lewisa obejmuje natomiast związki chemiczne, które zachowują się jak kwasy, bo mają silny deficyt elektronów, mimo że w ogóle nie posiadają w swojej strukturze atomu wodoru (np. chlorek glinu). Związki są nazywane kwasami Lewisa.

W przypadku zasad, definicje Lewisa i Brønsteda-Lowry’ego praktycznie się pokrywają – tzn. nie istnieją takie związki, które by były zasadami według definicji Lewisa, a nie były nimi według definicji Brønsteda-Lowry’ego.

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