Zasady to jedna z podstawowych grup związków chemicznych.

Zasada 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 H+ (zwiększa pH roztworu).

Zasada Brønsteda-Lowry'ego

Zasada wg 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:
\[HA + B \to A^- + HB^+ \]
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 amfoterycznymi.
W wyniku reakcji kwasów z zasadami powstają zazwyczaj sole będące mocnymi elektrolitami. Jeżeli kwas lub zasada nie są mocnymi elektrolitami, wówczas w wyniku reakcji takiej soli (a właściwie kationu i/lub anionu słabego elektrolitu) z wodą, czyli tzw. reakcji hydrolizy, powstają w roztworze cząsteczki takiego kwasu i/lub zasady.

Zasada 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 wg definicji klasycznej musi być więc też zasadą wg 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.
Publikacja wraz ze zdjęciami jest udostępniona w Encyklopedii "Zgapedia" części portalu zgapa.pl. Treść objęta jest licencją GNU FDL Wolnej Dokumentacji w wersji 1.3 lub dowolnej pózniejszej opublikowanej przez Free Software Foundation i została ona opracowana na podstawie Wikipedii, tutaj możesz znaleźć artykuł źródłowy oraz autorów. Warunki użytkowania Encyklopedii znajdziesz na tej stronie.
Prezentowane filmy poczhodzą z serwisu YouTube, portal zgapa.pl nie jest ich autorem i nie ponosi odpowiedzialności za ich treści.