Co jest kwasem, a co zasadą? Odpowiedź na to pytanie nie jest taka oczywista, jak to się na początku może wydawać. Istnieje kilka teorii definiujących te dwie grupy związków (m. in. teoria Lewisa), postaram się teraz przybliżyć Ci nieco jedną z nich, która to ma najszersze zastosowanie w chemii roztworów wodnych.
Teoria Brønsteda-Lowry'ego:
Kwas – donor protonu – substancja mogąca odłączyć ze swojej cząsteczki jon H+.
Zasada – akceptor protonu – substancja mogąca przyłączyć do swojej cząsteczki jon H+.
Widzimy zatem, że pojęcia kwasu i zasady są ze sobą nierozerwalnie powiązane, tzn. nie może istnieć w roztworze kwas bez zasady. Ponadto kwas, który oddysocjował proton staje się w tym momencie sprzężoną zasadą, analogicznie zasada, która proton przyjęła staje się sprzężonym kwasem.
Symbolicznie reakcję kwasu z zasadą możemy zapisać w poniższy sposób:
- kwas + zasada ⇌ sprzężona zasada + sprzężony kwas
Na przykład:
- HCOOH + H2O ⇌ HCOO– + H3O+
Związki amfiprotyczne – substancje mogące zarówno oddać, jak i przyłączyć jon H+. Najprostszym przykładem jest oczywiście cząsteczka wody. W obecności silniejszej zasady będzie odgrywała rolę kwasu i przekształci się w jon hydroksylowy (OH–), natomiast w obecności silniejszego kwasu będzie pełniła funkcję zasady i przyłączy proton dając jon hydroniowy (H3O+).
Pamiętaj jeszcze o jednym. Im mocniejszy kwas (łatwiej oddysocjowuje proton), tym słabsza sprzężona z nim zasada (trudniej proton przyjmuje). Ilościowa zależność między tymi wielkościami jest następująca:
- Ka * Kb = Kw = 10–14