Zasady

Zasady – jedna z podstawowych obok kwasów i soli grup związków chemicznych, które z kwasami tworzą sole a, w roztworze wodnym wodorotlenki^[1].

Ten artykuł dotyczy związków chemicznych. Zobacz też: inne znaczenia słów „Zasada” i „zasady”.

W świetle klasycznej teorii kwasów i zasad posiada cechy przypisane zasadom, czyli jest zdolna do neutralizowania kwasów, wypierania słabszych zasad z ich związków oraz wywoływania charakterystycznej zmiany barwy wskaźników chemicznych, np. barwi lakmus na niebiesko^[2]. Wodne roztwory silnych zasad nieorganicznych są nazywane ługami (np. ług sodowy).

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 H
3O+
(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−
:

NH
3 + H
2O → NH+
4 + OH−

Zasada Brønsteda-Lowry’ego

Osobny artykuł: Teoria kwasów i zasad Brønsteda.

Zasada według 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). 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 amfiprotycznymi.

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).

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

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) AlCl
3).

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