تفاعل حمض-قاعدة

طُرح مفهوم تفاعل الحمض والقاعدة لأول مرة عام 1754 من قِبل غيوم فرانسوا رويل ، الذي أدخل مصطلح " القاعدة " إلى الكيمياء للدلالة على مادة تتفاعل مع الحمض لتكوين شكل صلب (مثل الملح). وتكون القواعد في الغالب مُرّة المذاق. ^{[ 3 ]}

وضع سفانتي أرهينيوس أول تعريف حديث للأحماض والقواعد من الناحية الجزيئية . ^{[ 9 ] [ 10 ]} وقد انبثقت نظرية الهيدروجين للأحماض من عمله عام 1884 مع فريدريش فيلهلم أوستوالد في إثبات وجود الأيونات في المحلول المائي ، وأدت إلى حصول أرهينيوس على جائزة نوبل في الكيمياء عام 1903.

كما حددها أرهينيوس:

• حمض أرهينيوس هو مادة تتأين في الماء لتكوين كاتيونات الهيدروجين ( H ⁺ )؛ ^{[ 11 ]} أي أن الحمض يزيد من تركيز أيونات H ⁺ في المحلول المائي.

يؤدي هذا إلى بروتنة الماء، أو تكوين أيون الهيدرونيوم ( H₃O⁺ ⁾ . ^{[ ملاحظة 1 ]} لذا، في العصر الحديث، يُفسَّر الرمز H⁺ على أنه اختصار لـ H₃O⁺ ، لأنه _من المعروف الآن أن البروتون الحر لا يوجد كنوع كيميائي مستقل في المحلول المائي. _[ ^{14 ] هذا} هو النوع الكيميائي الذي تقيسه مؤشرات الرقم الهيدروجيني (pH) ^لتحديد حموضة ^أو قاعدية المحلول.

• قاعدة أرهينيوس هي مادة تتفكك في الماء لتكوين أيونات الهيدروكسيد ( OH− ⁾ ؛ أي أن القاعدة تزيد من تركيز ^أيونات OH− في المحلول المائي.

تقتصر تعريفات أرهينيوس للحموضة والقلوية على المحاليل المائية ، ولا تنطبق على معظم المحاليل غير المائية، وتشير إلى تركيز أيونات المذيب. وبناءً على هذا التعريف، فإن حمض الكبريتيك النقي ( H₂SO₄ ) _{وحمض الهيدروكلوريك} المذاب في التولوين ليسا حمضيين، كما أن هيدروكسيد الصوديوم المنصهر ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة ليست قلوية. وقد أدى ذلك إلى تطوير نظرية برونستد-لوري، ثم نظرية لويس اللاحقة، لتفسير هذه الاستثناءات في المحاليل غير المائية . ^{[ 15 ]}

يُطلق على تفاعل الحمض مع القاعدة اسم تفاعل التعادل . ويكون ناتج هذا التفاعل ملحاً وماءً. $${\displaystyle {\text{حمض}}\ +\ {\text{قاعدة}}\ \longrightarrow \ {\text{ملح}}\ +\ {\text{ماء}}}$$

في هذا التمثيل التقليدي، يُصاغ تفاعل التعادل بين الحمض والقاعدة على أنه تفاعل إحلال مزدوج . على سبيل المثال، ينتج عن تفاعل حمض الهيدروكلوريك (HCl) مع محلول هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) محلول كلوريد الصوديوم (NaCl) وبعض جزيئات الماء الإضافية. $${\displaystyle {\ce {HCl_{(aq)}{}+ NaOH_{(aq)}-> NaCl_{(aq)}{}+ H2O}}}$$

يشير المُعدِّل ( aq ) في هذه المعادلة ضمنيًا وفقًا لمعادلة أرهينيوس، وليس صراحةً. وهو يدل على أن المواد مذابة في الماء. مع أن المواد الثلاث، HCl وNaOH وNaCl، قادرة على الوجود كمركبات نقية، إلا أنها في المحاليل ^{المائية} تتفكك كليًا إلى أيونات مائية ^هي H⁺ وCl⁻ ^و Na⁺ و OH⁻ ^.

مثال: مسحوق الخبز

يُستخدم مسحوق الخبز لرفع عجينة الخبز والكعك عن طريق تكوين ملايين الفقاعات الصغيرة من ثاني أكسيد الكربون . يجب عدم الخلط بين مسحوق الخبز وصودا الخبز ، وهي بيكربونات الصوديوم ( NaHCO₃ ). مسحوق الخبز عبارة عن خليط من صودا الخبز ( _{بيكربونات} الصوديوم) وأملاح حمضية. تتكون الفقاعات عند مزج مسحوق الخبز بالماء، حيث يتفاعل بيكربونات الصوديوم والأملاح الحمضية لإنتاج غاز ثاني أكسيد الكربون .

سواء تم تحضير مسحوق الخبز تجارياً أو منزلياً، فإن المبادئ التي تقوم عليها تركيباته تبقى نفسها. ويمكن تمثيل تفاعل الحمض والقاعدة بشكل عام كما هو موضح: ^{[ 16 ]}

$${\displaystyle {\ce {NaHCO3 + H+ -> Na+ + CO2 + H2O}}}$$

تكون التفاعلات الحقيقية أكثر تعقيدًا لأن الأحماض معقدة. على سبيل المثال، عند البدء ببيكربونات الصوديوم وفوسفات أحادي الكالسيوم ( Ca (H₂PO₄ ₎ ₂ _{) ،} ينتج التفاعل ثاني أكسيد الكربون وفقًا للنسبة المولية التالية : ^{[ 17 ]}

$${\displaystyle {\ce {14 NaHCO3 + 5 Ca(H2PO4)2 -> 14 CO2 + Ca5(PO4)3OH + 7 Na2HPO4 + 13 H2O}}}$$

قد تتطلب تركيبة نموذجية (بالوزن) 30% بيكربونات الصوديوم، و5-12% فوسفات أحادي الكالسيوم ، و21-26% كبريتات ألومنيوم الصوديوم . وبدلاً من ذلك، قد يستخدم مسحوق الخبز التجاري بيروفوسفات الصوديوم الحمضي كأحد المكونين الحمضيين بدلاً من كبريتات ألومنيوم الصوديوم. ومن الأحماض الشائعة الأخرى في هذه التركيبات _كريم التارتار ( KC₄H₅O₆ ₎ ، وهو مشتق من حمض _{الطرطريك} . ^{[ 17 ]}

يستند تعريف برونستد-لوري، الذي صاغه يوهانس نيكولاس برونستد في الدنمارك ومارتن لوري في إنجلترا بشكل مستقل عام 1923، ^{[ 18 ] [ 19 ]} إلى فكرة بروتنة القواعد من خلال نزع البروتونات من الأحماض، أي قدرة الأحماض على "منح" كاتيونات الهيدروجين ( H ⁺ ) ، المعروفة أيضًا بالبروتونات ، إلى القواعد التي "تستقبلها". ^{[ 20 ] [ ملاحظة 2 ]}  

وبالتالي، فإن تفاعل الحمض والقاعدة هو إزالة بروتون من الحمض وإضافته إلى القاعدة. ^{[ 21 ]} ينتج عن إزالة بروتون من الحمض قاعدته المرافقة، وهي الحمض نفسه بعد إزالة البروتون منه. أما استقبال القاعدة للبروتون فينتج عنه حمضها المرافق ، وهو القاعدة بعد إضافة البروتون إليها.

بخلاف التعريفات السابقة، لا يشير تعريف برونستد-لوري إلى تكوين الملح والمذيب، بل إلى تكوين الأحماض والقواعد المترافقة ، الناتجة عن انتقال بروتون من الحمض إلى القاعدة. ^{[ 11 ] [ 20 ]} في هذا النهج، تختلف الأحماض والقواعد اختلافًا جوهريًا في سلوكها عن الأملاح، التي تُعتبر إلكتروليتات، وتخضع لنظريات ديباي وأونساغر وغيرهما . يتفاعل الحمض والقاعدة لا لإنتاج ملح ومذيب، بل لتكوين حمض وقاعدة جديدين. وبالتالي، يغيب مفهوم التعادل. ^{[ 4 ]} سلوك برونستد-لوري للأحماض والقواعد مستقل رسميًا عن أي مذيب، مما يجعله أكثر شمولًا من نموذج أرهينيوس. يعتمد حساب الرقم الهيدروجيني (pH) في نموذج أرهينيوس على ذوبان القلويات (القواعد) في الماء ( المحلول المائي ). قام نموذج برونستد-لوري بتوسيع نطاق ما يمكن اختباره من حيث درجة الحموضة باستخدام المحاليل غير القابلة للذوبان والمحاليل القابلة للذوبان (الغاز، السائل، الصلب).

الصيغة العامة لتفاعلات الحمض والقاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي: $${\displaystyle {\ce {HA + B -> BH+ + A-}}}$$ حيث يمثل HA الحمض، ويمثل B القاعدة، ويمثل BH ⁺ الحمض المرافق لـ B، ويمثل A ⁻ القاعدة المرافقة لـ HA.

على سبيل المثال، سيكون نموذج برونستد-لوري لتفكك حمض الهيدروكلوريك (HCl) في المحلول المائي كما يلي:$${\displaystyle {\underset {\text{acid}}{{\ce {HCl_{\,}}}}}\ +\ {\underset {\text{base}}{{\ce {H2O}}}}\quad {\ce {<=>}}\quad {\underset {{\text{conjugate }} \atop {\text{acid }}}{{\ce {H3O+}}}}\ +{\underset {{\text{conjugate}} \atop {\text{base}}}{{\ce {Cl_{\,}-}}}}}$$

يؤدي نزع أيون الهيدروجين (H ⁺⁾ من حمض الهيدروكلوريك (HCl) إلى إنتاج أيون الكلوريد (Cl- ⁾ ، وهو القاعدة المرافقة للحمض. أما إضافة أيون الهيدروجين (H ⁺⁾ إلى الماء ₍ H2O ) (الذي يعمل كقاعدة) فتؤدي إلى تكوين أيون الهيدرونيوم ₍ H3O ⁺⁾ ، وهو الحمض المرافق للقاعدة.

الماء مادة مذبذبة – أي أنه يمكن أن يتصرف كحمض وقاعدة في آن واحد. يفسر نموذج برونستد-لوري هذه الظاهرة، موضحاً تفكك الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد : $${\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}$$

يتم توضيح هذه المعادلة في الصورة أدناه:

هنا، تعمل جزيئة واحدة من الماء كحمض، حيث تمنح H ⁺ وتشكل القاعدة المرافقة، OH ⁻ ، وتعمل جزيئة ثانية من الماء كقاعدة، حيث تستقبل أيون H ⁺ وتشكل الحمض المرافق، H ₃ O ⁺ .

كمثال على الماء الذي يعمل كحمض، ضع في اعتبارك محلولًا _{مائيًا من} البيريدين ، C5H5N .$${\displaystyle {\ce {C5H5N + H2O <=> [C5H5NH]+ + OH-}}}$$

في هذا المثال، يتم تقسيم جزيء الماء إلى كاتيون هيدروجين، والذي يتم التبرع به لجزيء البيريدين، وأيون هيدروكسيد.

في نموذج برونستد-لوري، لا يشترط أن يكون المذيب ماءً، كما هو الحال في نموذج أرهينيوس للأحماض والقواعد . _على سبيل المثال، لننظر ماذا يحدث عند ذوبان حمض الأسيتيك ، CH₃COOH ، في الأمونيا السائلة . $${\displaystyle {\ce {CH3COOH + NH3 <=> NH4+ + CH3COO-}}}$$

يُزال أيون الهيدروجين (H+) من حمض الأسيتيك، مُكَوِّنًا قاعدته المرافقة، أيون الأسيتات ⁽ CH3COO− ) _. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين (H ^{+) إلى} جزيء الأمونيا في المذيب إلى تكوين حمضه المرافق، أيون الأمونيوم ( NH4 + ) .

يُصنِّف نموذج برونستد-لوري المواد المحتوية على الهيدروجين (مثل حمض الهيدروكلوريك ) على أنها أحماض. ولذلك، تُستثنى بعض المواد، التي اعتبرها العديد من الكيميائيين أحماضًا، مثل SO₃ و _{BCl₃ ،} من هذا التصنيف لعدم احتوائها على الهيدروجين. كتب جيلبرت ن. لويس عام 1938: "إن حصر مجموعة الأحماض بالمواد التي تحتوي على الهيدروجين يُعيق الفهم المنهجي للكيمياء بنفس خطورة حصر مصطلح عامل مؤكسد بالمواد التي تحتوي على الأكسجين ". ^{[ 4 ]} علاوة على ذلك، لا يُعتبر _كل من KOH و KNH₂ _قواعد برونستد، بل أملاحًا تحتوي على قاعدتي OH⁻ ^و NH₂⁻ ^.

أُزيل شرط الهيدروجين في معادلة أرهينيوس وبرونستيد-لوري بتعريف لويس لتفاعلات الحمض والقاعدة، الذي وضعه جيلبرت ن. لويس عام 1923، ^{[ 22 ]} في نفس عام برونستد-لوري، لكنه لم يُفصّله إلا عام 1938. ^{[ 4 ]} فبدلاً من تعريف تفاعلات الحمض والقاعدة بدلالة البروتونات أو المواد الأخرى المرتبطة، يُعرّف تعريف لويس القاعدة (وتُسمى قاعدة لويس ) بأنها مركب قادر على منح زوج من الإلكترونات ، والحمض ( حمض لويس ) بأنه مركب قادر على استقبال هذا الزوج من الإلكترونات. ^{[ 23 ]}

على سبيل المثال، يُعدّ ثلاثي فلوريد البورون ( BF₃ ₎ حمض لويس نموذجيًا. فهو قادر على استقبال زوج من الإلكترونات لوجود فراغ في غلافه الخارجي (الثمانية إلكترونات) . أما أيون الفلوريد، فيحتوي على ثمانية إلكترونات مكتملة، وبالتالي يمكنه منح زوج من الإلكترونات. $${\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}$$_{يُعدّ هذا} تفاعلًا نموذجيًا بين حمض لويس وقاعدة لويس. جميع مركبات _عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX₃ تتصرف كأحماض لويس. وبالمثل، فإن مركبات _عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY₃ ، مثل الأمينات NR₃ والفوسفينات PR₃ ، تتصرف كقواعد لويس. تكون الصيغة _{الناتجة عن} تفاعل هذه المركبات X₃A ← DY₃ _برابطة تساهمية تناسقية ، يُرمز لها بالرمز ←، بين الذرتين A (المستقبلة) وD (المانحة). كما يمكن لمركبات المجموعة ₁₆ ذات الصيغة DX₂ أن تتصرف كقواعد لويس؛ فعلى سبيل المثال، يمكن لمركب مثل الإيثر R₂O أو الثيوإيثر R₂S أن يتصرف كقاعدة لويس . ولا يقتصر تعريف لويس على هذه الأمثلة _{فقط .} على سبيل المثال، يعمل أول أكسيد الكربون كقاعدة لويس عندما يشكل ناتج إضافة مع ثلاثي فلوريد البورون، بصيغة F ₃ B←CO .

تُعرف المركبات الإضافية التي تحتوي على أيونات معدنية باسم مركبات التناسق؛ حيث يتبرع كل ربيطة بزوج من الإلكترونات إلى أيون المعدن. ^{[ 23 ]} التفاعل $${\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ + 2 NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4 H2O}}}$$ يمكن اعتبارها تفاعلاً حمضياً قاعدياً حيث تحل قاعدة أقوى (الأمونيا) محل قاعدة أضعف (الماء).

يتوافق تعريف لويس وتعريف برونستد-لوري مع بعضهما البعض لأن التفاعل $${\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}$$ هو تفاعل حمض-قاعدة في كلتا النظريتين.

من عيوب تعريف أرهينيوس اعتماده على المحاليل المائية. درس إدوارد كورتيس فرانكلين تفاعلات الحمض والقاعدة في الأمونيا السائلة عام ١٩٠٥، وأشار إلى أوجه التشابه بينها وبين نظرية أرهينيوس القائمة على الماء. أما ألبرت إف أو جيرمان ، فقد عمل على الفوسجين السائل ، COCl₂ ، صاغ النظرية القائمة على المذيبات في عام 1925، وبذلك عمم تعريف أرهينيوس ليشمل المذيبات غير البروتونية. ^{[ 24 ]}

وأشار جيرمان إلى أنه في العديد من المحاليل، توجد أيونات في حالة توازن مع جزيئات المذيب المحايد:

• أيونات السولفونيوم : اسم عام للأيونات الموجبة. وتسمى أحيانًا بالأحماض المذيبة؛ ^{[ 25 ]} وعندما تكون في مذيب بروتوني ، تصبح أيونات الليونيوم .
• أيونات المذيبات : اسم عام للأيونات السالبة. وتسمى أحيانًا أيضًا قواعد المذيبات؛ ^{[ 25 ]} وعندما تكون في مذيب منزوع البروتون، فإنها تصبح أيونات الليات .

على سبيل المثال، يخضع الماء والأمونيا لهذا التفكك إلى أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد ، والأمونيوم والأميد ، على التوالي: $${\displaystyle {\begin{aligned}{\ce {2 H2O}}&{\ce {\, <=> H3O+ + OH-}}\\[4pt]{\ce {2 NH3}}&{\ce {\, <=> NH4+ + NH2-}}\end{محاذاة}}}$$

تخضع بعض الأنظمة غير البروتونية أيضًا لمثل هذا التفكك، مثل رباعي أكسيد ثنائي النيتروجين إلى نيتروزونيوم ونترات ، ^{[ ملاحظة 3 ]} ثلاثي كلوريد الأنتيمون إلى ثنائي كلورو أنتيمونيوم ورباعي كلورو أنتيمونات، والفوسجين إلى كلورو كاربوكسونيوم وكلوريد : $${\displaystyle {\begin{aligned}{\ce {N2O4}}&{\ce {\, <=> NO+ + NO3-}}\\[4pt]{\ce {2 SbCl3}}&{\ce {\, <=> SbCl2+ + SbCl4-}}\\[4pt]{\ce {COCl2}}&{\ce {\, <=> COCl+ + Cl-}}\end{محاذاة}}}$$

يُعرَّف المذاب الذي يُسبب زيادة في تركيز أيونات السولفونيوم وانخفاضًا في تركيز أيونات المذيب بأنه حمض . ويُعرَّف المذاب الذي يُسبب زيادة في تركيز أيونات المذيب وانخفاضًا في تركيز أيونات السولفونيوم بأنه قاعدة .

وبالتالي، في الأمونيا السائلة، _يُعدّ KNH₂ (الذي يُزوّد ​​بـ NH₂⁻ ) قاعدةً قوية، بينما _يُعدّ NH₄NO₃ (الذي يُزوّد ​​بـ NH₄⁺ ₎ حمضًا قويًا. أما في ثاني أكسيد الكبريت _السائل ( SO₂ )، فتتصرف مركبات الثيونيل (التي تُزوّد ​​بـ SO₂⁺ ) كأحماض، بينما ^تتصرف الكبريتيتات (التي تُزوّد ​​بـ SO₂⁻ ) كقواعد .

تتشابه تفاعلات الحمض والقاعدة غير المائية في الأمونيا السائلة مع التفاعلات في الماء: $${\displaystyle {\begin{aligned}{\underset {\text{base}}{{\ce {2 NaNH2}}}}+{\underset {{\text{amphiphilic}} \atop {\text{amide}}}{{\ce {Zn(NH2)2}}}}&\longrightarrow {\ce {Na2[Zn(NH2)4]}}\\[4pt]{\underset {\text{acid}}{{\ce {2 NH4I}}}}\ +\ {\ce {Zn(NH2)2}}&\longrightarrow {\ce {[Zn(NH3)4]I2}}\end{aligned}}}$$

يمكن أن يكون حمض النيتريك قاعدة في حمض الكبريتيك السائل: $${\displaystyle {\underset {\text{base}}{{\ce {HNO3}}}}+{\ce {2 H2SO4 -> NO2+ + H3O+ + 2 HSO4-}}}$$ تظهر القوة الفريدة لهذا التعريف في وصف التفاعلات في المذيبات غير البروتونية؛ على سبيل المثال _، في _سائل N2O4 :

$${\displaystyle {\underset {\text{base}}{{\ce {AgNO3}}}}+{\underset {\text{acid}}{{\ce {NOCl_{\ }}}}}\longrightarrow {\underset {\text{solvent}}{{\ce {N2O4}}}}+{\underset {\text{salt}}{{\ce {AgCl_{\ }}}}}}$$

نظرًا لأن تعريف نظام المذيب يعتمد على المذاب والمذيب نفسه، يمكن أن يكون المذاب حمضًا أو قاعدةً تبعًا لاختيار المذيب: فحمض _{البيركلوريك} (HClO₄ ) حمض قوي في الماء، وحمض ضعيف في حمض الخليك، وقاعدة ضعيفة في حمض الفلوروسلفونيك. وقد اعتُبرت هذه الخاصية في النظرية نقطة قوة وضعف في آنٍ واحد، إذ وُجد أن بعض المواد (مثل _{SO₃ و} NH₃ ) حمضية أو قاعدية بطبيعتها. من جهة أخرى، وُجهت انتقادات لنظرية نظام المذيب لكونها عامة جدًا لدرجة تجعلها غير عملية. كما يُعتقد أن هناك خاصية حمضية جوهرية في مركبات الهيدروجين، وهي خاصية لا تشترك فيها أملاح السلفونيوم غير الهيدروجينية. ^{[ 4 ]}

تُعدّ نظرية الأحماض والقواعد هذه إحياءً لنظرية الأكسجين للأحماض والقواعد التي اقترحها الكيميائي الألماني هيرمان لوكس ^{[ 27 ] [ 28 ]} عام 1939، والتي طوّرها هاكون فلود حوالي عام 1947 ^{[ 29 ]} ، ولا تزال تُستخدم في الكيمياء الجيولوجية الحديثة والكيمياء الكهربائية للأملاح المنصهرة . يُعرّف هذا المفهوم الحمض بأنه مستقبل لأيون الأكسيد ( O²⁻ ) ^، والقاعدة بأنها مانحة لأيون الأكسيد. على سبيل المثال: ^{[ 30 ]}$${\displaystyle {\begin{array}{ccccl}_{\text{(base)}}&&_{\text{(acid)}}\\[4pt]{\ce {MgO}}&+&{\ce {CO2}}&\longrightarrow &{\ce {MgCO3}}\\[4pt]{\ce {CaO}}&+&{\ce {SiO2}}&\longrightarrow &{\ce {CaSiO3}}\\[4pt]{\ce {NO3-}}&+&{\ce {S2O7^2-}}\!\!&\longrightarrow &{\ce {NO2+ + 2 SO4^2-}}\end{array}}}$$

تُعد هذه النظرية مفيدة أيضًا في تنظيم تفاعلات مركبات الغازات النبيلة ، وخاصة أكاسيد الزينون وفلوريداته وأكسوفلوريداته. ^{[ 31 ]}

وضع ميخائيل أوسانوفيتش نظرية عامة لا تقصر الحموضة على المركبات المحتوية على الهيدروجين، بل إن منهجه، الذي نُشر عام ١٩٣٨، كان أكثر شمولًا من نظرية لويس. ^{[ ٤ ]} يمكن تلخيص نظرية أوسانوفيتش بتعريف الحمض بأنه أي مادة تستقبل أيونات سالبة أو تمنح أيونات موجبة، والقاعدة بأنها عكس ذلك. وقد عرّف هذا المفهوم تفاعلات الأكسدة والاختزال كحالة خاصة من تفاعلات الحمض والقاعدة.

تتضمن بعض الأمثلة على تفاعلات أوسانوفيتش الحمضية القاعدية ما يلي: $${\displaystyle {\begin{array}{ccccll}_{\text{(base)}}&&_{\text{(acid)}}\\[4pt]{\ce {Na2O}}&+&{\ce {SO3}}&\longrightarrow &{\ce {2Na+{}+\ SO4^{2}-}}&{\text{(species exchanged: }}{\ce {O^{2}-}}{\text{anion)}}\\[4pt]{\ce {3(NH4)2S}}&+&{\ce {Sb2S5}}&\longrightarrow &{\ce {6NH4+{}+\ 2SbS4^{3}-}}&{\text{(species exchanged: }}{\ce {3S^{2}-}}{\text{ anions)}}\\[4pt]{\ce {2Na}}&+&{\ce {Cl2}}&\longrightarrow &{\ce {2Na+{}+\ 2Cl-}}&{\text{(species exchanged: 2 electrons)}}\end{array}}}$$

في عام 1963، اقترح رالف بيرسون مفهومًا نوعيًا يُعرف بمبدأ الأحماض والقواعد الصلبة واللينة . ^{[ 32 ]} ثم طُوّر هذا المفهوم كميًا بمساعدة روبرت بار في عام 1984. ^{[ 33 ] [ 34 ]} يُطلق مصطلح "صلب" على الجزيئات الصغيرة ذات الشحنات العالية والقابلة للاستقطاب الضعيف. بينما يُطلق مصطلح "لين" على الجزيئات الكبيرة ذات الشحنات المنخفضة والقابلة للاستقطاب القوي. تتفاعل الأحماض والقواعد، وتكون أكثر التفاعلات استقرارًا هي التفاعلات الصلبة-الصلبة واللينة-اللينة. وقد وُظّفت هذه النظرية في الكيمياء العضوية وغير العضوية.

يُعدّ نموذج ECW، الذي ابتكره راسل إس. دراغو، _{نموذجًا} كميًا يصف ويتنبأ بقوة تفاعلات حمض لويس مع قاعدته، _−ΔH . وقد خصّص النموذج معاملي E و C للعديد من أحماض وقواعد لويس. يتميز كل حمض بمعامل EA ومعامل CA. وبالمثل _، تتميز كل قاعدة بمعاملي EB و CB . يشير المعاملان E و _C ، على التوالي، إلى المساهمات الكهروستاتيكية والتساهمية في قوة الروابط التي سيشكلها الحمض والقاعدة. المعادلة هي $${\displaystyle -\Delta H=E_{\rm {A}}E_{\rm {B}}+C_{\rm {A}}C_{\rm {B}}+W}$$

يمثل الحد W مساهمة ثابتة في الطاقة لتفاعل الحمض والقاعدة، مثل انشطار حمض أو قاعدة ثنائية. تتنبأ المعادلة بانعكاس قوة الأحماض والقواعد. تُظهر الرسوم البيانية للمعادلة أنه لا يوجد ترتيب واحد لقوة قواعد لويس أو قوة أحماض لويس. ^{[ 35 ]}

• كلايدن، جوناثان؛ غريفز، نيك؛ وارين، ستيوارت؛ ووترز، بيتر (2015). الكيمياء العضوية (  الطبعة الأولى). مطبعة جامعة أكسفورد.
• فينستون، إتش إل؛ ريختمان، إيه سي (1983). نظرة جديدة لنظريات الأحماض والقواعد الحالية . نيويورك: جون وايلي وأولاده.
• مايرز، ر. (2003). أساسيات الكيمياء . دار غرينوود للنشر.
• ميسلر، جي إل؛ تار، دي إيه (1991). الكيمياء غير العضوية .