Zuur (scheikunde)

Zuren en Basen
pH Bufferoplossing Systematische naamgeving zuren Redoxreactie Zuren: sterke zuren zwakke zuren alle zuren Basen: sterke basen zwakke basen alle basen

De begrippen zuur en base hebben in de scheikunde een opmerkelijke ontwikkeling doorgemaakt.

Inhoud 1 Definitie volgens Arrhenius 2 Definitie volgens Brønsted en Lowry 3 Definitie volgens Lewis 4 Zuurgraad in water 5 Naamgeving 5.1 Binaire zuren 5.2 Oxo-zuren

[bewerk] Definitie volgens Arrhenius

Aanvankelijk dacht men dat voor het vormen van een zuur of een base het element zuurstof nodig was. (Vandaar de naam). Men dacht daarbij aan basevormende en zuurvormende oxiden. Wanneer deze in water opgelost worden vormen zij een zuur en een base.

Aan het einde van de 19e eeuw zei Arrhenius dat een molecuul als zuur wordt geclassificeerd als het waterstof (H) bevat en deze in de vorm van een proton (H⁺) afstaat als het molecuul in water wordt opgelost. Een molecuul dat volgens deze definitie een zuur is, wordt een Arrheniuszuur (A-zuur) genoemd. Een voorbeeld van een Arrheniuszuur is azijnzuur (CH₃COOH). Als dit molecuul in water wordt opgelost, splitst het zich in acetaat (CH₃COO^-) en een waterstofion (H⁺).

Een base (A-base) is volgens Arrhenius een molecuul dat water (H₂O) aanleiding geeft tot het vormen van hydroxideionen (OH^-). Een voorbeeld van een Arrheniusbase is ammoniak (NH₃) dat, als het reageert met water, het ammoniumion (NH₄⁺) en het hydroxideion vormt:

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^-

Een zuur en een base kunnen ook met elkaar reageren. Een dergelijke reactie wordt een neutralisatiereactie genoemd. Als een Arrheniuszuur met een Arrheniusbase reageert, ontstaat er water plus een ander product, dat een zout wordt genoemd.

[bewerk] Definitie volgens Brønsted en Lowry

In 1923 kwamen de Deense chemicus Brønsted en de Engelse chemicus Lowry onafhankelijk van elkaar met een nieuwe definitie van een zuur. Volgens deze definitie is een Brønstedzuur (B-zuur) een molecuul dat een proton (H⁺) kan afstaan (protondonor) en is een Brønstedbase (B-base) een molecuul dat een proton kan opnemen (protonacceptor). Alle zuren en basen volgens de definitie van Arrhenius, zijn nog steeds zuren en basen volgens de definitie van Brønsted. De Brønsteddefinitie is echter een betere definitie, omdat water nu niet meer bepalend is. Een molecuul kan namelijk ook als zuur reageren als er helemaal geen water is. Men was er namelijk achtergekomen dat de reactie tussen ammoniak en zoutzuur (HCl) ook een zout opleverde, namelijk salmiak of ammoniumchloride (NH₄Cl). Water speelt bij deze reactie echter geen enkele rol.

NH₃ + HCl → NH₄Cl

[bewerk] Definitie volgens Lewis

Kort daarop kwam de chemicus Gilbert Lewis met een nog ruimere definitie van het zuur-base-gedrag. Lewis was van mening dat niet protonen het kenmerk waren voor een zuur-base-reactie, maar elektronen. Een Lewiszuur (L-zuur) is daarmee een molecuul dat elektronen op kan nemen en een Lewisbase (L-base) een molecuul dat elektronen af kan staan. Een reactie van een zuur met een base is daarmee niets anders dan het vormen van een covalente binding tussen een zuur en een base. Elk deeltje dat een B-base is, is ook een L-base, omdat een deeltje dat een proton kan accepteren wel een elektronenpaar moet hebben waaraan het proton kan binden. Om dezelfde reden is ieder B-zuur ook een L-zuur.

Een oxide-ion (:O^2-) is een Lewisbase, omdat het een vrij elektronenpaar heeft dat het kan afstaan aan een geschikte acceptor. Het elektronenpaar is aangegeven met de twee puntjes. (Eigenlijk heeft het ion 4 elektronenparen, maar omdat de andere drie nu niet van belang zijn, worden ze voor het gemak nu niet afgebeeld.) Als we nu het proton als Lewiszuur nemen, wordt er een covalente binding tussen het zuurstofatoom en het waterstofatoom gevormd:

H⁺ + :O^2- → O-H^-

Een voorbeeld van een Lewiszuur dat geen Brønstedzuur is, is koolstofdioxide (CO₂). Koolstofdioxide reageert in het water met kleine hoeveelheden hydroxideionen die daarin aanwezig zijn. Daarbij wordt monowaterstofcarbonaat (HCO₃^-) gevormd:

CO₂ + O-H^- → HCO₃^-

Een amfolyt is een stof die zowel elektonen kan accepteren als doneren. Een voorbeeld hiervan is ammoniak (NH₃). Deze stof kan dus als zuur en als base reageren, hetgeen afhankelijk is van de andere aanwezige stoffen.

[bewerk] Zuurgraad in water

In de praktijk komen er in water geen 'losse' protonen voor, maar is elk proton gebonden aan water. Een dergelijk molecuul wordt een oxoniumion (H₃O⁺) genoemd. Hoe meer oxoniumionen zich in een oplossing bevinden, des te zuurder is de oplossing.

De pH is een maat voor de zuurgraad van een oplossing in water. Hoe zuurder een oplossing is, des te lager is de pH. Gewoonlijk liggen de waardes voor de pH tussen 0 en 14. Hierbij is 0 een zeer zure oplossing, is 7 een neutrale oplossing (niet zuur, niet basisch) en is 14 een zeer basische oplossing. De pH kan uitgerekend worden door de negatieve logaritme van de concentratie oxoniumionen te nemen ([H₃O⁺]).

pH = -log[H₃O⁺]

Als H₃O⁺ en OH^- bij elkaar gevoegd worden, worden twee watermoleculen gevormd. Deze reactie wordt neutralisatie genoemd:

H₃O⁺ + OH^- <=> 2 H₂O

Deze reactie vindt in water voortdurend plaats, en wel in beide richtingen. Zelfs in ultrapuur water is er altijd een klein deel van het water als H₃O⁺ + OH^- aanwezig. De concentraties zijn echter vrij klein: [H₃O⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/L

Omdat het hier om een chemisch evenwicht gaat is het product van deze twee concentraties altijd constant. Deze constante wordt de evenwichtsconstante voor water (K_w) genoemd.

[H⁺].[OH^-] = 10^-14 = K_w

Wanneer er een sterk zuur toegevoegd wordt, bijvoorbeeld in een concentratie van 10^-3 mol/L, dan wordt de [OH^-] bijzonder klein: 10^-11 mol/L.

Wanneer een sterk zuur en een sterke base samengevoegd worden, reageren de ionen en vormen water totdat het product van hun concentraties 10^-14 geworden is. Bij deze neutralisatie komt vrij veel warmte vrij. Bij onderstaande reactie gebeurt er echter meer:

Ca²⁺ + 2 OH^- + 2 H⁺ + CO₃^2- => 2H₂O + CaCO₃

Er slaat namelijk ook calciumcarbonaat neer. Deze stof die bestaat uit een base-rest Ca²⁺ en een zuur-rest CO₃^2- wordt een zout genoemd. In dit geval is het zout niet erg oplosbaar, maar er zijn gevallen waar het gewoon als ionen in oplossing blijft. Wanneer het water verdampt, blijft het echter meestal als kristallijne vaste stof achter.

Veel oxiden vormen inderdaad op deze manier ofwel een zuur ofwel een base. In de regel is het oxide van een element uit het linker gedeelte van het periodiek systeem, bijvoorbeeld de alkalimetalen, basevormend en dat van een element uit de rechterkant, bijvoorbeeld de halogenen of de zwaardere elementen uit de zuurstofgroep, zuurvormend. Van de tussenliggende elementen zijn de oxiden soms amfoteer, zij kunnen dan zowel als base of als zuur optreden afhankelijk van waar zij mee reageren. Van de overgangsmetalen zijn echter sommige oxiden ook sterk zuurvormend, vooral van oxiden met hoge oxidatie getallen zoals CrO₃.

[bewerk] Naamgeving

[bewerk] Binaire zuren

Bij binaire zuren bestaat de zuurrest uit een niet-metaal. Ze komen in normtoestand voor als gas.

Naam van een binair zuur= waterstof + verkorte, verlatijnste naam van het niet-metaal + -ide

voorbeeld:

• HF wordt waterstoffluoride;
• HCl wordt waterstofchloride;gebruikersnaam = zoutzuur
• HBr wordt waterstofbromide;
• HI wordt waterstofjodide;
• H₂S wordt diwaterstofsulfide.
• HCN wordt waterstofcyanide, gebruikersnaam = blauwzuur (Opmerking: Dit is geen zuiver binair zuur aangezien de zuurrest normaliter uit één niet-metaal bestaat. Daarom wordt HCN ook vaak een pseudobinair zuur genoemd.)

[bewerk] Oxo-zuren

Deze zuren bestaan uit waterstof en een zuurrest die naast het niet-metaal één of meerdere zuurstofatomen bevat. In normtoestand komen ze voor als een vloeistof.

Naam oxo-zuur: waterstof + niet-metaal + -aat , of

Naam oxo-zuur: naam van niet-metaal + zuur

bijvoorbeeld:

• H₂CO₃ wordt waterstofcarbonaat of koolzuur.

Met sommige stoffen (o.a. Chloor) kunnen meerdere oxo-zuren gevormd worden: HClO, HClO₂, HClO₃ en HClO₄.

• HClO₃ is het standaard-zuur waterstofchloraat of chloorzuur;
• HClO₄ (één zuurstof meer) is waterstofperchloraat of perchloorzuur;
• HClO₂ (één zuurstof minder) is waterstofchloriet of chlorigzuur;
• HClO₁ (twéé zuurstoffen minder) is waterstofhypochloriet of hypochlorigzuur.

bijvoorbeeld:

• HNO₃ is waterstofnitraat;
• HNO₂ (één zuurstof minder) is waterstofnitriet.