SPIS TREŚCI

• UKŁADY DYSPERSYJNE
• STĘŻENIE ROZTWORU
• Stężenie procentowe
• Stężenie molowe
• Ułamek molowy
• Przeliczanie stężeń
• TEORIA ELEKTROLITÓW – DEFINICJE KWASÓW I ZASAD
• INNE DEFINICJE KWASÓW I ZASAD
• Protonowa definicja kwasów i zasad Brönsteda
• Teoria Lewisa
• Rozszerzona teoria Arrheniusa
• MOCNE I SŁABE ELEKTROLITY
• Stopień dysocjacji α
• Stała dysocjacji K
• SKALA PH7
• Iloczyn jonowy wody Kw
• BUFORY
• WSKAŹNIKI KWASOWO – ZASADOWE
• HYDROLIZA
• JONOWY ZAPIS REAKCJI CHEMICZNYCH
• Tlenki
• Wodorki
• Wodorotlenki i zasady
• Kwasy
• Moc kwasów i zasad

UKŁADY DYSPERSYJNE

Układ dyspersyjny występuje wtedy, gdy cząsteczki jednej substancji są rozproszone w substancji drugiej. Cząstki substancji rozproszonej nazywamy fazą zdyspergowaną, a ośrodek, w którym cząstki są rozproszone, nazywamy fazą dyspersyjną.

Roztwór to układ złożony z fazy dyspersyjnej i fazy zdyspergowanej.

Układem homogenicznym nazywamy mieszaninę jednolicie rozproszoną, czyli jednorodną fizycznie. Układ heterogeniczny jest mieszaniną niejednorodną fizycznie, nierównomiernie i niejednolicie rozproszoną.

Jeśli średnica cząstek fazy zdyspergowanej jest większa od średnicy cząsteczek fazy dyspersyjnej i wynosi od 10^-10 do 10^-9 m, to mamy do czynienia z układem homogenicznym.

Jeśli średnica cząstek fazy zdyspergowanej jest większa od średnicy cząstek fazy dyspersyjnej, czyli większa od 10^-9 m, to układ nazywamy heterogenicznym.

Układy homogeniczne charakteryzują się rozdrobnieniem molekularnym.

Układy heterogeniczne charakteryzują się rozdrobnieniem makroskopowym, to cząstki fazy zdyspergowanej mają średnicą większą niż 10^-7 m.

Układy heterogeniczne o rozdrobnieniu koloidowym (koloidy) to takie, dla których cząstki fazy zdyspergowanej mają wymiary 10^-7-10^-9 m.

Światło przepuszczone przez układ koloidalny ulega ugięciu i rozproszeniu na cząstkach fazy zdyspergowanej (efekt Tyndalla)

Jeśli ośrodkiem dyspersyjnym jest woda, to można określić dwa typy koloidów: hydrofilowe i hydrofobowe.

Koloidy hydrofilowe – cząstki fazy zdyspergowanej otaczane są cząsteczkami wody, z którymi oddziałują, tworząc dość trwałą „powłokę wodną”.

Koloidy hydrofobowe – cząstki fazy zdyspergowanej nie są otaczane cząsteczkami wody lub jeśli takie otocznie występuje, to są nietrwałe.

Koagulacja – łączenie się cząstek koloidowych (powstanie koagulatu).

Sedymentacja – opadanie cząstek koloidowych po osiągnięciu przez nie w procesie koagulacji odpowiedniej wielkości.

Peptyzacja – proces, w którym następuje rozdrobnienie cząstek fazy zdyspergowanej (przejście w stan zolu), odwrotny do koagulacji.

Jeśli procesy koagulacji i peptyzacji przebiegają z obydwu kierunkach, to mówimy o koagulacji odwracalnej.

Koagulację, po której nie można z powrotem przejść w stan zolu, nazywamy nieodwracalną. W przypadku białek z koagulacją nieodwracalną związana jest zazwyczaj denaturacja.

Emulsje to mieszaniny typu ciecz – ciecz, czyli fazą dyspersyjną i fazą zdyspergowaną jest ciecz. Piany to układy, w których fazą zdyspergowaną są gazy, a fazą dyspersyjną – ciecz.

Roztwór nazywamy właściwym (rzeczywistym), jeżeli faza zdyspergowana jest rozdrobniona do pojedynczych atomów, cząsteczek lub jonów. Fazy dyspersyjna takiego roztworu jest nazywana rozpuszczalnikiem, a faza zdyspergowana – substancją rozproszą.

Rozpuszczalność substancji stałych i cieczy w rozpuszczalnikach ciekłych wzrasta ze wzrostem temperatury (chociaż jest kilka wyjątków).

Rozpuszczalność gazów w cieczach maleje ze wzrostem temperatury, rośnie zaś ze wzrostem ciśnienia. Roztwór, który zawiera w określonej temperaturze i pod kreślonym ciśnieniem maksymalną ilość substancji rozpuszczonej, nazywamy nasyconym.

Roztwór, w którym w określonych warunkach temperatury i ciśnienia można rozpuścić dodatkowo substancję stanowiącą fazę zdyspergowaną, nazywamy nienasyconym.

W pewnych warunkach można otrzymać rozwór przesycony, czyli taki, którym znajduje się więcej substancji rozpuszczonej niż w roztworze nasyconym.

Rozpuszczalność – maksymalna, wyrażona w gramach ilość substancji, którą można rozpuścić w 100 g rozpuszczalnika w danej temperaturze i pod danym ciśnieniem.

Związki jonowe z reguły lepiej rozpuszczają się w wodzie ze względu na zjawisko hydratacji, czyli otaczania jonów substancji rozpuszczonej poprzez dipolarne cząsteczki wody. Jeśli rozpuszczalnikiem nie jest woda, wtedy proces otaczania jonów substancji rozpuszczonej przez cząsteczki rozpuszczalnika nazywamy solwatacją.

STĘŻENIE ROZTWORU

Stężenie procentowe

Określa liczbę gramów substancji rozpuszczonej zawartej zawartej w roztworze:

m_s – masa substancji rozpuszczonej.
m_r – masa roztworu.
m_s i m_r muszą być wyrażone w tych samych jednostkach masy.
m_r = m_s + mr_-r: masa roztworu stanowi sumę mas substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika (m_r-r).

Stężenie molowe

Określa liczbę moli n substancji zawartej w roztworze (jednostkami stężenia molowego są mol/dm³):

n – liczba moli substancji rozpuszczonej.
V – objętość roztworu.

Ułamek molowy

substancji rozpuszczonej:

ni – liczba moli substancji
∑ = n₁ + n₂ + ... – suma liczby moli wszystkich składników roztworu.

Przeliczanie stężeń

Znając relacje:

n – liczba moli substancji rozpuszczonej,
m_s – masa substancji rozpuszczonej,
M – masa molowa substancji rozpuszczonej;

d – gęstość roztworu,
m_r – masa roztworu,
V – objętość roztworu,
można podać zależności między stężeniem molowym stężeniem procentowym:

C_m jest wyrażone w mol/dm³, M w g/mol, a d najczęściej w g/cm³. Trzeba więc pamiętać o jednostkach albo zastosować odpowiedni przelicznik w podanym wyrażeniu:

TEORIA ELEKTROLITÓW – DEFINICJE KWASÓW I ZASAD

W drugiej połowie XIX w. szwedzki fizyk Svante Arrhenius dokonał podziału substancji na elektrolity i nieelektrolity.

Elektrolity to substancje, które w roztworach wodnych lub w stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny.

Nieelektrolity nie przewodzą prądu ani w stanie stopionym, ani w roztworze wodnym. Podczas rozpuszczania w wodzie elektrolity ulegają rozpadowi na jony, czyli cząstki naładowane elektrycznie. Proces ten nazywamy dysocjacją jonową lub dysocjacją elektrolityczną. Jony naładowane dodatnio nazywamy kationami, ujemnie – anionami. Suma ładunków jonów powstałych w procesie dysocjacji elektrolitycznej równa jest zeru. Nieelektrolity nie ulegają dysocjacji elektrolitycznej. Przykładami elektrolitów są sole, wodorotlenki, kwasy i niektóre wodorki.

W 1887 roku Arrhenius podał definicje kwasów i zasad.

Kwasy to związki chemiczne, które w roztworze wodnym odczepiają kationy H+ i aniony reszt kwasowych.

HCl -> H⁺ + Cl^-
HNO₃ -> H⁺ + NO₃

Kwasy dwu- i więcej protonowe dysocjują w kilku etapach:

• kwas siarkowy(VI)
  H₂SO₄ -> H⁺ + HSO₄^-
  HSO₄^- -> H⁺ + SO₄^2-
• kwas ortofosforowy(V)
  H₃PO₄ -> H⁺ + H₂PO₄^-
  H₂PO₄^- -> H⁺ + HPO₄^2-
  HPO₄^2- -> PO₄^3-

Kation wodorowy to po prostu proton, który nie może samodzielnie istnieć w roztworze wodnym; połączony jest ze zmienną liczbą cząsteczek wody. Dlatego w reakcjach często zapisuje się połączenie protonu z jedną cząsteczką wody – jon H₃O⁺, który nazywany jest jonem hydroniowym:

HCl + H₂O -> H₃O⁺ + Cl^-
HNO₃ + H₂O -> H₃O⁺ NO₃^-

Zasady powstają po rozproszeniu wodorotlenków w wodzie; wtedy to następuje odczepienie anionów OH^- i kationów metali:

NaOH -> Na⁺ + OH^-
Ca(OH)₂ -> Ca²⁺ + 2 OH

Sole to związki zbudowane z kationów metali i anionów reszt kwasowych.

Przykłady dysocjacji soli:
NaCl -> Na⁺ + Cl^-
Ca₃(PO₄)₂ -> 3 Ca²⁺ + 2 PO₄^3-
Mg(HSO₄)₂ -> Mg²⁺ + 2 HSO₄^-

W czasie dysocjacji soli duże znaczenie ma proces hydratacji:

• cząsteczki wody są dipolami, to znaczy ładunek elektryczny rozłożony jest na nich nierównomiernie – nadmiar ładunku ujemnego na atomie tlenu, natomiast nadmiar ładunku dodatniego na atomach wodoru;
• oddziaływania między jonami soli i dipolowymi cząsteczkami wody podczas rozpuszczania powodują, że jony soli łatwiej przechodzą z sieci krystalicznej do roztworu;
• kationy i aniony soli w roztworze są otaczane przez cząsteczki wody, kationy przez ujemne bieguny cząsteczek wody (czyli z dodatnimi kationami sąsiadują atomy tlenu cząsteczek wody, które mają nadmiar ładunku ujemnego), aniony przez dodatnie bieguny cząsteczek wody (przez atomy wodoru). W ten sposób powstają tak zwane warstwy hydratacyjne. Wokół każdego jonu może istnieć kilka warstw hydratacyjnych, przy czym dipole wody w kolejnych warstwach są położone tak, by sąsiadowały różnoimienne ładunki;
• tworzenie się warstw hydratacyjnych zapobiega w dużym stopniu ponownemu łączeniu się kationów i anionów soli.

INNE DEFINICJE KWASÓW I ZASAD

Protonowa definicja kwasów i zasad Brönsteda
(1923 r.)

Kwasami są związki chemiczne lub jony, które w reakcjach chemicznych oddają protony, to znaczy są protonodawcami, natomiast zasady są to związki chemiczne lub jony, które mają zdolność przyjmowania protonów, czyli są protonobiorcami.

Przykłady:

W powyższych reakcjach występują pary sprzężone kwasów i zasad: H₂SO₄ i HSO^4-, H₃O⁺ i H₂O, NH⁴⁺, NH₃ itd.

Jak widać z prezentowanych reakcji, w teorii Brönsteda:

 

• kwasami i zasadami mogą być nie tylko związki chemiczne, ale i jony;
• ośrodek rozpuszczający uczestniczy w reakcji i jest albo kwasem, albo zasadą; np. woda może być kwasem sprzężonym z zasadą OH^- albo zasadą sprzężoną z kwasem H₃O⁺;
• te same substancje mogą być raz kwasami, a innym razem zasadami, w zależności od reakcji; przykładem jest wymieniona już woda, innym przykładem jest jon HPO₄^2-:
  
  

  

• teoria pozwala rozpatrywać nie tylko roztwory wodne, np.:
  
  

  

  prezentowany kwas octowy jest w wodzie słabym kwasem, w ciekłym amoniaku natomiast jest kwasem mocnym:
  
  

  

  
  
  Teoria Lewisa
  (1938 r.)

  Kwasy to substancje, które mogą przyjąć jedną lub więcej par elektronowych, czyli są akceptorami elektronów, zasady są donorami elektronów. Przykładowo według teorii Lewisa NH₃ jest zasadą, a BCl₃ kwasem w reakcji:

  

  
  gdzie · i ^× oznaczają elektrony.
  
  Rozszerzona teoria Arrheniusa
  

  Teoria ta jest modyfikacją tradycyjnej teorii Arrheniusa. Według teorii rozszerzonej, kwasami nazywamy związki chemiczne, które w roztworze wodnym powodują zwiększanie się stężenia jonów H⁺, natomiast zasady powodują zwiększenie się stężenia jonów OH^-. Według tradycyjnej teorii Arrheniusa, kwasy musiały mieć w budowie swoich cząsteczek atomy wodoru H, natomiast zasady grupy wodorotlenowe OH, ponieważ odczepiają one w roztworach wodnych odpowiednio jony H⁺ i jony OH^-. W rozszerzonej teorii Arrheniusa wymóg dotyczący budowy nie musi być spełniony. Przykładowo amoniak – NH₃, nie jest według teorii Arrheniusa zasadą, ponieważ nie odczepia jonów OH^-, natomiast według teorii rozszerzonej jest zasadą, bo zwiększa stężenie jonów OH^- zgodnie z reakcją:

  NH₃ + H₂O -> NH₄⁺ + OH

MOCNE I SŁABE ELEKTROLITY

Stopień dysocjacji α


To stosunek stężenia cząsteczek zdysocjowanych (x) do stężenia elektrolitu (c):




stężenia x oraz c są wyrażone w mol/dm³.

Elektrolity mocne w rozcieńczonym roztworze wodnym są całkowicie zdysocjowane na jony, czyli w roztworze nie istnieją cząsteczki niezdysocjowane, a α = 1.

Elektrolity słabe w roztworze wodnym tylko częściowo ulegają dysocjacji, a więc 0 < α < l.


Stała dysocjacji K

Wyraża stosunek iloczynu stężeń produktów dysocjacji, czyli jonów, do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych. Przykładowo dla słabego elektrolitu jakim jest kwas octowy:



W nawiasach zaznaczono stężenia odpowiednich form (niezdysocjowanych i jonowych), które są wyrażone w mol/dm³.

Stała dysocjacji nie zależy od stężenia elektrolitu, lecz od temperatury i natury rozpuszczalnika. Ogólne wyrażenie na stałą dysocjacji:




α · c - stężenia jonów (dodatnich albo ujemnych)
(1 – α) · c - stężenie formy niezdysocjowanej. W przypadku mocnych elektrolitów:
α -> 1, czyli K -> ∞

W przypadku bardzo słabych elektrolitów:

1 – α ≈ 1, czyli K ≈ α2 · c

SKALA PH

Iloczyn jonowy wody K_w

Określa zależności między stężeniami jonów H⁺ oraz OH^- i jest w danej temperaturze wielkością stałą.

K_w = [H⁺] [OH^-]

W temperaturze 22*C iloczyn jonowy wody K_w = 10^-14.

W czystej wodzie:

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7

W środowisku zasadowym bądź kwasowym zmieniają się wielkości [H⁺] i [OH^-], lecz iloczyn K_w Pozostaje wielkością stałą. Funkcja pH informuje o kwasowości lub zasadowości roztworu:

pH = – log [H⁺]
analogicznie:
pOH = – log [OH^-]
Spełniona jest relacja:
pH + pOH = – log K_w = 14
Inne użyteczne relacje:
[H⁺] = 10^-pH oraz [OH^-] = 10^-pOH
Przykład: [H⁺] = 10^-8 I czyli pH = 8
zatem

czyli pOH = 6,
albo pOH = 14 - pH = 6 i stąd [OH^-] = 10^-6

Jeśli stężenie jonów wodorowych wynosi 10^-8, to mamy odczyn zasadowy roztworu. Zależność wielkości pH i pOH od stężenia jonów H⁺ i OH^-:

		Odczyn kwaśny		Odczyn zasadowy		Odczyn obojętny
[H+]		100 - 10-7		10-7		10-7 - 10-14
[OH-]		10-14 - 10-7		10-7		10-7 - 100
pH		0 - 7		7		7 - 14
pOH		14 - 7		7		7 - 0

BUFORY

Bufory są roztworami słabych zasad i ich soli albo słabych kwasów i ich soli. Podczas dodania do nich niewielkich ilości kwasów lub zasad, a także podczas ich rozcieńczania pH Pozostaje stałe lub ulega niewielkim zmianom.

Przykłady:
Bufor octanowy:

CH₃COOH + CH₃COONa

Kwas octowy jest bardzo słabym elektrolitem zatem w roztworze buforu istnieją jony CH₃COO^- i jony Na⁺ pochodzące z dysocjacji octanu oraz niezdysocjowane cząsteczki CH₃COOH.
W przypadku dodania do buforu zasady zachodzi reakcja:

W reakcji powstają jony CH₃COO^- które nie powodują zmiany pH, nie wzrasta bowiem stężenie jonów OH^-.
W przypadku dodania do buforu kwasu:

Powstają niezdysocjowane cząsteczki CH₃COOH, wzrasta stężenie jonów H⁺ (H₃O⁺) i nie obserwujemy zmiany pH.
W obydwu reakcjach zaznaczono kwasy i zasady zgodnie z teorią Brönsteda.

Bufor amonowy
NH₃ * H₂O + NH₄CI
po dodaniu zasady:

po dodaniu kwasu:

Dodanie zasady (OH^-) nie zmienia pH, gdyż powstaje NH₃ * H₂O; również dodanie kwasu (H₃O⁺) nie ma wpływu na pH; powstaje wtedy NH₄₊+. Często stosowane są roztwory buforowe zawierające wodorosole, np.:

NaH₂PO₄ + H₃PO₄
Na₂HPO₄ + H₃PO₄

Pojemność buforowa – liczba moli jonów mocnego kwasu, lub mocnej zasady, jaką trzeba dodać do 1 dm³ roztworu buforowego, aby jego pH uległo zmianie o jednostkę.

 

WSKAŹNIKI KWASOWO – ZASADOWE

Wskaźniki to substancje, które przeważnie wskazują swoim zabarwieniem na odczyn roztworu (pH); stosowane są jako dodatek do roztworu lub w formie papierków wskaźnikowych. Wskaźniki z reguły są słabymi kwasami bądź zasadami organicznymi. Słabym kwasem jest fenoloftaleina, której aniony (R^-) zabarwiają roztwór na malinowo, zaś niezdysocjowane cząsteczki HR nie barwią roztworu. W stanie równowagi:

czyli stała równowagi:

W środowisku zasadowym:

Pojawiają się jony R^- barwiąc roztwór na malinowo.
W środowisku kwaśnym, zgodnie z regułą przekory, aby K_HR pozostało stałe, wzrasta stężenie bezbarwnej formy niezdysocjowanej HR.

Zmiana barwy wskaźnika występuje w określonym zakresie pH:

Zakres pH	Barwa roztworu – odczyn kwaśny	Barwa roztworu – odczyn zasadowy	Wskaźnik
3,1-4,4	czerwona	pomarańczowa	oranż metylowy
4,2-6,2	czerwona	żółta	czerwień metylowa
5,0-8,0	czerwona	niebieska	lakmus
6,0-7,6	żółta	niebieska	błękit bromotymolowy
8,1-10	bezbarwny	malinowa	fenoloftaleina
9,3-10,5	bezbarwny	niebieska	tymoloftaleina

 

HYDROLIZA

Hydroliza to reakcja rozkładu substancji pod wpływem wody, która polega na wymianie protonu między kwasem a zasadą w rozumieniu teorii Brönsteda.

Hydrolizie jonowe ulegają sole mocnych kwasów i słabych zasad. (hydroliza kationowa), słabych kwasów i mocnych zasad (hydroliza anionowa) bądź słabych zasad i słabych kwasów. Hydrolizie cząsteczkowej ulegają estry, rozkładają się na kwas i alkohol.

Hydroliza jonowa soli słabego kwasu i mocnej zasady (hydroliza anionowa) na przykładzie KCN:

Obserwujemy odczyn zasadowy roztworu.

Hydroliza jonowa soli słabej zasady i mocnego kwasu (hydroliza kationowa) na przykładzie NH₄Cl:

Obserwujemy odczyn kwaśny roztworu.
Hydroliza kationowa ZnCl₂:

Zn²⁺ + 2 H₂O -> Zn(OH)₂ + 2 H⁺

Hydroliza soli słabej zasady i słabego kwasu (CH₃COONH₄):

CH₃COO^- + NH⁴⁺ + 2 H₂O -> CH₃COOH + NH₃ + H₃O⁺ + OH^-

Sole kwasów wieloprotonowych lub zasad wielowodorotlenowych hydrolizują wielostopniowo. Np.: Na₂CO₃.

CO₃^2- + 2H₂O -> HCO^3- + OH^-
HCO^3- + H₂O -> H₂CO₃ + OH^-
sumarycznie:
CO₃^2- + 2H₂O -> H₂CO₃ + 2OH^-

Reakcja hydrolizy może być traktowana jako proces odwrotny do reakcji zobojętniania:

 

 

JONOWY ZAPIS REAKCJI CHEMICZNYCH

Tlenki

W kolejnych grupach układu okresowego (czyli od strony lewej do prawej) obserwujemy zmianę charakteru wiązań chemicznych w tlenkach od jonowych do kowalencyjnych spolaryzowanych. Przy dużej różnicy elektroujemności atomów tworzących wiązanie jest ono jonowe, przy mniejszej – kowalencyjne spolaryzowane, przy zerowej bliskiej zeru – kowalencyjne. Jonowość wiązania w tlenkach metali jest związania z dużą różnicą elektroujemności między tlenem (3,5) a metalami (na przykład sodu – 0,9). W przypadku tlenków niemetali różnica ta jest znacznie mniejsza, np. dla SO₂, SO₃ elektroujemność siarki wynosi 2,5.

Kryształy tlenków metali mają najczęściej budowę jonową; zawierają jony O^2-; reakcje z wodą prowadzą do powstania zasadowego odczynu roztworu:

O^2- + H₂O -> OH^-
dla konkretnych tlenków:
Li₂O + H₂O -> Li⁺ + OH^-
MgO⁺ H₂O -> Mg²⁺ + 2OH^-
W reakcji tlenków niemetali z wodą najczęściej uzyskuje się odczyn kwaśny:
SO₂ + H₂O -> HSO^3- + H⁺

Część tlenków metali określamy jako tlenki zasadowe (bezwodniki zasadowe), tzn. takie, które nie reagują z zasadami a reagują z kwasami:

Na₂O + 2H⁺ -> 2Na⁺ + H₂
Produktem tego typu reakcji może być nierozpuszczalna sól:
CaO + 2H⁺ + SO₄^2- -> CaSO₄↓ + H₂O
Część tlenków niemetali to tlenki kwasowe (bezwodniki kwasowe) reagujące z zasadami, a nie reagujące z kwasami:
SO₃ + 2OH^- -> SO₄^2- + H₂O
Tlenki amfoteryczne – to takie, które reagują zarówno z kwasami, jak i z zasadami: reakcja z kwasem:
ZnO + H₂SO₄ -> ZnSO₄ + H₂
ZnO + 2H⁺ -> Zn²⁺ + H₂O
reakcja z zasadą:
ZnO + 2NaOH -> Na₂ZnO₂ + H₂O
ZnO + 2OH^- -> ZnO₂^2- + H₂O

Wśród tlenków istnieją takie, których nie można zaliczyć do żadnego z przedstawionych typów; są to tlenki obojętne, jak np. CO, NO, które mogą rozpuszczać się w wodzie, ale z nią nie reagują.

Wodorki

Wodorki metali mają charakter zasadowy:

NaH + H₂O -> Na⁺ + OH^- + H₂↑
Wodorki niemetali mogą zachowywać się jak kwasy, np. HF, H₂S, HCl:
HCl + H₂O -> H₃O⁺ Cl^-
HCl + NaOH -> NaCl + H₂O
Roztwory wodne takich wodorków zaliczamy do kwasów beztlenowych . Wodorki niemetali mogą mieć charakter zasadowy:
NH₃ + H₂O -> NH₄⁺ + H₂O

Wodorotlenki i zasady

Wodorotlenkami nazywamy związki chemiczne zawierające w swoich cząsteczkach atom metalu i jedną lub kilka grup OH, np. NaOH, Ca(OH)₂, Al(OH)₃. Zasadami nazywamy związki, które w roztworze wodnym zwiększają stężenie jonów OH^-, czyli są to zasady w ujęciu rozszerzonej teorii Arrheniusa. Zasadami są NaOH, KOH, ale również NH₃ i aminy.

Wodorotlenki zasadowe to zasady zawierające grupę OH, jak np. NaOH, Ca(OH)₂. Wodorotlenkami zasadowymi nie są jednak Al(OH)₃, Cu(OH)₂, zaliczane są one do wodorotlenków amfoterycznych, czyli takich, które reagują z kwasami i z zasadami.

Reakcje wodorotlenków zasadowych:
2NaOH + H₂SO₄ -> Na₂SO₄ + 2H₂O
zapis jonowy: 2OH^- + 2H⁺ -> 2H₂O
W przypadku powstawania nierozpuszczalnej soli:
Ca(OH)₂ + H₂SO₄ -> CaSO₄↓ + 2H₂O
zapis jonowy:
Ca²⁺ + 2OH^- + 2H⁺ + SO₄^2- -> CaSO₄↓ + 2H₂

Przedstawione reakcje wodorotlenków zasadowych są reakcjami zobojętniania. Widzimy, że w przypadku powstawania rozpuszczalnych soli każdą reakcję zobojętniania można zapisać jonowo:

H⁺ + OH^- -> H₂O
Reakcje wodorotlenków amfoterycznych z kwasami:
Zn(OH)₂ + H₂SO₄ -> ZnSO₄ + 2H₂O
zapis jonowy:
Zn(OH)₂ + 2H⁺ -> Zn²⁺ + 2H₂
z zasadą:
Zn(OH)₂ + 2NaOH -> Na₂ZnO₂ + 2H₂O
zapis jonowy:
Zn(OH)₂ + 2OH^- -> ZnO^2- + 2H₂O

Kwasy

Według teorii Arrheniusa kwasy w roztworze wodnym odczepiają jony H+. Powinny więc w swoich cząsteczkach zawierać jony wodoru. Mówię o kwasach beztlenowych (niektóre wodorki niemetali), jak np. HCl, HF i tlenowych, jak np. HNO₃ i H₂SO₄.
Jonowy zapis typowych reakcji kwasów:

reakcja z metalem:
Zn + 2H⁺ -> Zn²⁺ + H₂↑
reakcja z tlenkiem metalu:
ZnO + 2H⁺ -> Zn²⁺ + H₂O
reakcja zobojętniania (z zasadą):
H⁺ + OH^- -> H₂O
reakcja wypierania słabego kwasu z jego soli przez kwas mocniejszy:
2NaCl + H₂SO₄ -> 2HCl↑ + Na₂SO₄
2Cl^- + 2H⁺ -> 2HCl↑
W reakcji tej otrzymujemy gazowy chlorowodór.

Moc kwasów i zasad

Ogólnie można przyjąć, że mocniejsze są te kwasy, które w większej ilości dostarczają jonów H⁺ do roztworu wodnego; podobnie zasady: im więcej jonów OH^- znajduje się w roztworze wodnym, tym mocniejsza zasada. Pojęcie mocy kwasów i zasad nie jest jednak ściśle sprecyzowane, ponieważ według teorii Brönsteda lub Lewisa o kwasach bądź zasadach można mówić nawet wtedy, gdy reakcje dotyczą roztworów niewodnych, a nawet wtedy, gdy nie mamy do czynienia z jonami H⁺ i OH^-. Mocne kwasy i zasady należą do mocnych elektrolitów. Dla elektrolitów mocnych stopień dysocjacji α -> 1, czyli cząsteczki tych związków ulegają całkowitej dysocjacji w roztworze wodnym. Jednak w przypadku niecałkowitej dysocjacji, stopień dysocjacji α < 1 i zależy od temperatury oraz stężenia elektrolitu, czyli nie jest wygodną wielkością do określania mocy kwasów i zasad. Dogodniejszą wielkością jest stała dysocjacji, która nie zależy od stężenia, lecz tylko od temperatury i natury rozpuszczalnika.

Stałe dysocjacji niektórych kwasów i zasad

Nazwa kwasu lub zasady	Wzór sumaryczny	Stałe dysocjacji
kwas azotowy (III)	HNO2	K = 4,0 * 10-4
kwas azotowy (V)	HNO3	K = ∞
kwas ortofosforowy (V)	H3PO4	K1 = 7,5 * 10-3 K2 = 6,2 * 10-8 K3 = 4,8 * 10-13
kwas siarkowy (IV)	H2SO3	K1 = 1,72 * 10-2 K2 = 6,24 * 10-8
kwas siarkowodorowy	H2S	K1 = 5,7 * 10-8 K2 = 1,2 * 10-15
kwas węglowy	H2CO3	K1 = 4,3 * 10-7 K2 = 5,6 * 10-11
kwas chlorowy (VII)	HClO4	K = ∞
amoniak	NH3	K = 1,7 * 10-5
pirydyna	C5H5N	K = 1,4 * 10-9
wodorotlenek sodu	NaOH	K = ∞
wodorotlenek potasu	KOH	K = ∞
wodorotlenek litu	LiOH	K = ∞
wodorotlenek wapnia	Ca(OH)2	K = ∞

Im większa stała K, tym mocniejszy kwas.