Acid‐Base Chemistry
1
Acidity of Surface OH by AFM
Nature 2021, 592, 722, /10.1038/s41586‐021‐03432‐3
High‐resolution non‐contact atomic force microscopy (nc‐AFM)
Hydroxyl (OH)‐functionalized AFM tip
2
Acidity of Metal Ions in Water
3
  
 HA
AOH
pKa

 3
log
Acidity of Metal Ions in Water
4
The smaller the metal ion, the more acidic it is:
Metal ion  Ionic radius (Å) pKa
Be2+ 0.27 5.6
Mg2+ 0.74 11.4
Ca2+ 1.00 12.7
Sr2+ 1.18 13.2
Ba2+ 1.36 13.4
The higher the charge on metal ions of about the same size, the 
more acidic will the metal ion be:
Metal ion: Ionic radius (Å)  pKa
Na+ 1.02 14.1
Ca2+ 1.00 12.7
La3+ 1.03 8.5
Th4+ 0.94 3.2
  
 HA
AOH
pKa

 3
log
Acidity of Metal Ions in Water
5
Electronegativity
The closer a metal is to Au in the periodic table, the higher its electronegativity
Electronegativity tends to override the charge/size factors in controlling the acidity 
of metal aqua ions, and metal ions of higher electronegativity will be much more 
acidic than metal ions of similar size and charge of low electronegativity:
Metal ion Ionic radius (Å) pKa
Na+ 1.02 14.1
Ag+ 1.15 12.0
Sr2+ 1.19 13.2
Pb2+ 1.18 8.0
Ca2+ 1.00 12.7
Hg2+ 1.02 3.4
Y3+ 0.90 7.7
Tl3+ 0.89 0.6
  
 HA
AOH
pKa

 3
log
Acidity of Metal Ions in Water
Wulfsberg – an empirical equation for 
predicting the pKa of metal ions in 
water based on ion size and charge:
Z ‐ the charge on the metal ion 
r ‐ ionic radius in pm
r
Z
pKa
2
16.8814.15 
6
M O
H
H
Acidity of Metal Ions in Water
Improved empirical relationship that has been proposed to account 
for the effect of electronegativity:
r ‐ ionic radius in pm 
χ ‐ Pauling electronegativity
 





 50.1096.016.8814.15
2

r
Z
pKa
7
8
Acidity of Metal Ions in Water
Cation hardness or softness according to Pearson's  Hard‐Soft Acid Base Principle 
(HSAB)
Soft cations are more acidic than hard cations of the same charge and radius
Cation Classification Radius (pm)  pKa1
K+  hard     1.33     14
Ag+ soft  1.26  10
Mg2+  hard     0.65     12.2
Cu2+ soft  0.69  7.3
Ca2+  hard     0.99     12.6
Cd2+ soft  0.97  9.0
Sr2+  hard     1.13     13.1
Hg2+ soft  1.10  3.6
9
Solvent Theory of Acids and Bases
H2O(l) + H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH−(aq)
Kw = [H3O+] [OH] = 1 1014 (at 25 °C)
2 NH3 (liquid)  ⇄ NH4
+ +   NH2

Autoionisation constant (as Kw in water)
K = [NH4
+] [NH2
] = 2 1033 (at 50 °C)
H2SO4 (100%)  ⇄ H3SO4
+ +   HSO4

K = [H3SO4
+] [HSO4
] = 1 105 (at 25 °C)
Autoionisation
Lyonium ion
Solvent cation
Lyate ion
Solvent anion
1905
Franklin
10
Solvent Theory of Acids and Bases
Acids are compounds that increase the concentration of the lyonium ‐
solvent cation
Bases are compounds that increase the concentration of the lyate
solvent anion
2 NH3 (liquid) ⇄ NH4
+ +   NH2
‐
Neutralization titration in liquid NH3
NH4Cl +    KNH2 ⇄ KCl +  2 NH3
Acid Base Salt  Solvent
In liquid NH3 (liquid), HAc is a stronger acid than in water
In H2SO4 (100%), HAc is a weaker acid than in water
11
Solvent Theory of Acids and Bases
Aprotic solvent acids and bases
Exchange of solvent fragments
Autoionisation ‐ Exchange of O2‐
2 SO2 (liquid) ⇄ SO2+ +   SO3
2‐
Acid = SOCl2 Base = MgSO3
SOCl2(l)  ⇄ SOCl+ + SOCl3
−
SOCl+ + SOCl2(l)  ⇄ SO2+ + SOCl3
−
12
Solvent Theory of Acids and Bases
Autoionisation ‐ Exchange of F
2 BrF3 (liquid)  ⇄ BrF2
+ +   BrF4

Acid = SbF5
SbF5   +  BrF3(l)   ⇄ SbF6
− +  BrF2
+
Base = KF
KF + BrF3(l)   ⇄ K+ +  BrF4
−
Acid‐base neutralisation reaction
KF  +  SbF5 ⇄ KSbF6
Base acid salt
Aprotic solvent acids and bases
Lux‐Flood Acid‐Base Theory
13
Geochemistry and electro/chemistry of molten salts
Definition
An acid = an oxide ion (O2‐) acceptor
A base = an oxide ion donor
A + OB  ⇄ AO + B
For example:
MgO (base) + CO2 (acid)  ⇄ MgCO3
CaO (base) + SiO2 (acid)  ⇄ CaSiO3
NO3
 (base) + S2O7
2 (acid)  ⇄ NO2
+ + 2 SO4
2
Usanovich Acid‐Base Theory
14
1938 ‐ a general theory that does not restrict acidity to hydrogen‐containing 
compounds, more general than the Lewis theory
An acid = anything that accepts negative species, anions or electrons or donates 
positive ones, cations
A base = the reverse ‐ accepts cations, furnishes anions or electrons
Could be applied to the concept of redox reactions (oxidation‐reduction) as a special 
case of acid‐base reactions
Examples of Usanovich acid‐base reactions :
Na2O (base) + SO3 (acid)  2 Na+ + SO4
2‐ (species exchanged: anion O2‐ )
3 (NH4)2S (base) + Sb2S5 (acid)  6 NH4
+ + 2 SbS4
3‐ (species exchanged: anion S2‐ )
2 Na (base) + Cl2 (acid)  2 Na+ + 2 Cl‐ (species exchanged: electron)
The Usanovich concept encompasses all of the others ‐ it is too general to be useful
15
Hammet Function
B + H+ ⇄ BH+ B = weak base  2,4,6‐trinitroaniline (pKa = 10.10)
1,3,5‐trinitrobenzene (pKa = 16.04)
UV/VIS spectrophotometric or NMR measurements
Acidity constant of BH+
H0 = pH but not concentration of H+
e.g., HSO3F ‐ the reactivity (protonating power) of the solvated hydrogen 
ions is 1015 times greater than the reactivity of the hydrated hydrogen ions 
in an aqueous solution of pH = 0
Acid H0
HF  11 
H2SO4 (100%) 12.1
CF3SO3H 14.1
Oleum 15 
HSO3F  15.1
H(CHB11F11) 18
HSO3F + SbF5 21 Mixed Brønsted + Lewis acids
2 HF + SbF5 31 
 
 B
BH
pKH BH

 log0
  
 


BH
HB
KBH
16
Superacids
Magic  acid 
2 HSO3F ⇄ H2SO3F + +   SO3F
HSO3F + SbF5 ⇄ H2SO3F + + [SbF5(SO3F)]
Protonation of methane
CH4  + H2SO3F + ⇄ HSO3F + CH5
+
Stable carbocations, NMR study, refining oil and gas, catalysis
Superacid = an acid with an acidity stronger than H2SO4 (100%) 
Extremely poor proton acceptor
George A. Olah
(1927 – 2017)
Nobel Prize in Chemistry 1994 
Carborane Superacids
Christopher A. Reed
Angew. Chem. Int Ed, 2004, 
43, 5352 and 2014, 53, 1131
The carborane superacids H(CHB11X11) ‐ high acidity, icosahedral anion
The acid anion is very stable and substituted with electronegative substituents
Separate protic acidity from anion nucleophilicity and oxidative capacity
17
Can be stored in a bottle
Fluoroantimonic acid is 
corrosive to glass
Solid state structure of H(CHB11Cl11)
Intermolecular ClHCl bridges
Carborane Superacids
The carborane superacid H(CHB11X11) 
‐ High acidity (H0 ~ 18)
‐ High anion stability
‐ Low nucleophilicity
‐ Non‐oxidative
‐ Good crystallization properties
18
Alumenium Et2Al(CHB11H5Cl6)
Oxonium
[H3O.3benzene][CHB11Cl11].benzene
19
Carborane SuperacidH(CHB11F11)
Cs(CHB11H11) + F2 + HF    Cs(CHB11F11)    (CsY) 
H(CHB11F11)
Angew. Chem. Int Ed, 2014, 53, 1131
20
Carborane Superacid H(CHB11F11)
The only acid capable of protonating C60 without side reactions 
Solid state 13C CPMAS NMR ‐ 1,2‐carbocation static structure
Solution 13C NMR ‐ a single sharp resonance ‐ the proton in the 
HC60
+ cation is a globetrotter
The only acid capable of protonating CO2 to 
produce [H(CO2)2]+
Protonates benzene to yield C6H7
+ salt
A sigma complex, stable to 150 C
The strongest known acid
RH + H(CHB11F11)  R+ (CHB11F11) + H2
 Mesityl Oxide Scale
21
The acidities of carborane acids cannot be measured in the conventional manner 
of an H0 Hammett acidity function because carborane acids are solids not liquids
The  mesityl oxide scale
Liquid SO2, the 13C NMR chemical shift difference () between the C and C
carbon atoms of mesityl oxide which increases with increasing protonation as the
reaction equilibrium is shifted to the right hand side
Leveling effect
NH Basicity Scale
22
Ranks the hydrogen bond acceptor ability of A– anions in complexes with 
the trioctylammonium ion in CCl4, contact ion pairs
The stronger the basicity of A– anion, the weaker is the corresponding HA 
acid and the lower is the N–H stretching frequency
IR N–H frequencies will decrease with increasing A– basicity, correlating 
with HA acidity
Tris(pentafluorophenyl)borane B(C6F5)3
B(C6F5)3 – an “ideal Lewis acid”
‐ strong Lewis acidity between BF3 and BCl3
‐ inertness of the B‐C bonds, hydrolytically more stable than BF3, related fluoro‐
substituted boron compounds, such as B‐CF3, decompose with formation of B‐F bonds
‐ steric bulkiness ‐ the hydride and alkyl group abstraction, a catalyst activator in 
Zeigler Natta and metallocene based olefin polymerization reactions
(C5H5)2Zr(CH3)2 + B(C6F5)3  [(C5H5)2Zr(CH3)]+ [(CH3)B(C6F5)3]−
‐ preparing frustrated Lewis acid‐base pairs for activation of H2, alkynes , CO2, etc.
‐ preparing Xe‐C bonded compounds
Prepared from a Grignard reagent derived from bromopentafluorobenzene
Original synthesis employed C6F5Li, but this reagent can detonate, elimination of LiF
3 C6F5MgBr + BCl3  (C6F5)3B + 3 MgBrCl
23
Weakly Coordinating Anions
24
Weakly coordinating anions ‐ unreactive nonbasic, nonnucleophilic
counteranions, stabilisation of reactive low coordinate cationic metal and main‐
group complexes:  AuXe4
2+ , Xe2+, HC60
+, Mes3Si+, Ag(CO)2
+, N5
+
Tetrakis(pentafluorophenyl)borate – reaction of B(C6F5)3 with 
pentafluorophenyllithium
B(C6F5)3 + C6F5Li  Li[B(C6F5)4]
[B(C6F5)4]−, [Al(ORF)4]− (RF = fluoroalkyl), [HCB11X11]− (X = halogen)
[BArF
4]− BARF (ArF = 3,5‐(CF3)2C6H3), solubility and crystallinity, and simple NMR‐
reporter groups, M+ = Li, Na, K, [(Et2O)2H], [Ph3C]  
Fluoride Ion Affinity (FIA)
25
Lewis Superacids = molecular Lewis acids, which are stronger than monomeric 
SbF5 in the gas phase
FIA = a quantitative measure for Lewis acidity 
Lewis acids with a FIA higher than that of monomeric SbF5 (489 kJ mol1) are 
Lewis superacids
FIA = the negative enthalpy of 
the gas phase reaction 
between a fluoride ion and a 
Lewis acid
F ‐ small size and polarizability 
minimizes steric repulsion,
charge transfer, π‐backbonding,
and dispersion forces
Fluoride Ion Affinity (FIA)
26
 Halides ‐ In their highest oxidation states, maximum FIA are obtained for light
element acceptors with heavy element substituents (e. g., BI3) or heavy element 
acceptors with light element substituents (e. g., SbF5)
 Nonfluorinated C‐ligands ‐ an increase in FIA for sp3 < sp2 < sp hybridized C in line 
with their increasing group electronegativity
 C6F5 group is effective for FIA boosting, C2F5 substituent is the strongest
(FIA, kJ mol1)  (FIA, kJ mol1) 
Frustrated Lewis Pair (FLP)
Douglas W. Stephan
Boron – phosphorus, due to their unquenched 
reactivity, such molecules are able to heterolytically
cleave dihydrogen molecule making them potential 
metal free hydrogenation catalysts
27
Combinations of Lewis acids and bases 
which are sterically prevented from
forming the classical Lewis acid‐base 
adducts
Lewis acidity and basicity available for
activation of a third molecule
Frustrated Lewis Pair (FLP)
Frustrated Lewis pair is a compound or mixture containing a Lewis acid and a Lewis 
base that, due to steric hindrance, cannot combine to form an adduct
Due to their unquenched reactivity, such systems are very reactive
The first example of such a system was prepared from B(C6F5)3, most of the examples 
use B(C6F5)3 as the Lewis acid or a compound having B(C6F5)2 group
Stephan, D. et al., Science 2006, 314, 1124 28
Dihydrogen Activation
29
H–H bond of dihydrogen is the simplest covalent bond
Bond energy ‐ the strongest homoatomic single bond
Synthesis of Haloazaphosphatranes
30
Direct fluorination of Verkade’s 
base with XeF2 leads to cage
destruction and formation of  PF6

Frustrated Lewis Pair reactions
Carbene Bases
N‐heterocyclic carbenes (NHCs)
‐ stronger σ‐donors than the most electron rich phosphines 
‐ less likely to dissociate from the metal during the reaction
‐ replaced phosphines in many organometallic and organic reactions
‐ useful spectator ligands, tunable electronically and sterically
‐ most frequently prepared via deprotonation of the corresponding azolium salts
Anthony J Arduengo 31
Carbene Bases
Holger Braunschweig The first example of a stable diboryne having a BB and 
stabilized by N‐heterocyclic carbenes prepared in 2012
32
Superbases
33
Proton Sponge
  
 


BH
HB
KBH
H+
1,8‐bis(dimethylamino)
naphthalene
Superbases
34
Verkade’s Bases  ‐ aminophosphine – proazaphosphatrane – stronly basic, only weakly
nucleophilic ‐ catalysts in a variety of organic reactions
Transannular PN 
bond stabilizes the
PH bond
Gas phase
basicity (GB)
John G. Verkade 
1935 ‐ 2016
KOtBu
Superbases
35
Phosphazene imines
The gas phase basicities
(GB) and proton affinities 
(PA) of neutral bases (B)
Reinhard Schwesinger
Superbases
36
Deprotonation of diverse weakly acidic organic and organometallic
compounds, metalation replaces CH with CM, metal‐hydrogen exchange
The Schorigin reaction
RM + R′H   R′M + RH
Butyllithium reagents: n‐butyl, sec‐butyl‐, and tert‐butyllithium ‐ not sufficiently 
basic to deprotonate extremely weakly acidic compounds such as benzene and 
ethylene
Basicity enhanced by using 
‐ donor solvents, such as diethyl ether and THF
‐ a chelating tertiary diamine such as N,N,N′,N′‐tetramethylethylenediamine
(TMEDA)
Superbases
37
1946 Avery A. Morton at MIT
n‐amylsodium + iPrONa ‐ metalate ethylene directly to give vinylsodium
The “alkoxide effect” ‐ never cited by the later workers
1964 Rediscovered by 3 groups (US, DE, CZ)
L. Lochmann at the Inst. of Macromolecular Science 
n‐butyl‐, sec‐butyl‐, and tert‐butylllithum, were “activated” by the addition 
of a potassium or sodium alkoxide
n‐C4H9Li ∙ tert‐C4H9OLi4
Superbases
38
n‐C4H9Li ∙ tert‐C4H9OK ‐ LICKOR ‐ Lochmann‐Schlosser base ‐ a very reactive 
metalation agent
Metal‐metal exchange reaction – driven by HSAB (Hard and Soft Acids and Bases)
RCH2Li + R'OM  RCH2M + R'OLi (M = Na, K, Rb, Cs)
Metalation = H‐abstraction
RLi + R'OM + R"H → RH + R'OLi + R"M (pKRH > pKR"H) (M = Na, K, Rb, Cs)
Anionic polymerization of dienes, styrene‐butadiene copolymers, methyl
methacrylate, ethylene oxide 
Superbases
39
Knochel ‐ Turbo‐Grignard reagent
Alkali metal amides
TMP = 2,2,6,6‐
tetramethylpiperi
dine
Superbases
40
[(TMEDA)∙Na(μ‐TMP)(μ‐CH2SiMe3)Mn(TMP)]
Robert E. Mulvey
An inverse crown
[(TMP)6Na4(1,4‐Mn2C6H4)]
pKa ~43
Dictionary of Used Terms
41
AFM atomic force microscopy = rastrovací sondová mikroskopie