| Zuren en Basen |
|---|
| pH
Systematische naamgeving zuren Zuren: |
Een zuur is in de scheikunde een stof die protonen (H+-ionen) af kan staan, wat overblijft is de negatieve zuurrest. Het is de tegenhanger van een base. Een oplossing wordt zuur genoemd wanneer de pH lager is dan 7.
De definitie van een zuur als protonendonor is afkomstig van Arrhenius en verfijnd door Brønsted en Lowry. Gilbert Lewis heeft een ruimere definitie van een zuur geformuleerd: een Lewiszuur is een elektronenacceptor.
De menselijke smaak kan veel zure stoffen herkennen. Citroenzuur en azijnzuur zijn bekende voorbeelden van stoffen die een zure smaak geven. In hoge concentraties kunnen zuren schadelijk zijn, met name als de pH lager is dan 1. Geconcentreerd zoutzuur, salpeterzuur of koningswater zijn middelen waarmee veel stoffen opgelost kunnen worden.
Inhoud |
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 de oxiden in water opgelost worden vormt de ene groep een zure oplossing, de andere groep een basische oplossing.
Aan het einde van de 19e eeuw stelde Arrhenius dat een molecuul als zuur wordt geclassificeerd als het waterstof, (H), bevat en dit atoom in de vorm van een proton (H+) kan afstaan 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 in of met water (H2O) aanleiding geeft tot het vormen van hydroxideionen (OH-). Een voorbeeld van een Arrheniusbase is Natriumhydroxide (NaOH) dat, als het reageert met water, het Na+-ion en het hydroxideion vormt:
NaOH → Na+ + OH-
(H2O) (H2O)
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.
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 Brønsted-zuur (B-zuur) een molecuul dat een proton (H+) kan afstaan (protondonor) en is een Brønsted-base (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 strikt nodig is. Een deeltje kan namelijk ook als zuur of base reageren als er helemaal geen water aanwezig is. Men had namelijk vastgesteld dat de reactie tussen ammoniakgas (NH3) en waterstofchloridegas (HCl) ook een zout opleverde, namelijk ammoniumchloride (NH4Cl). Deze reactie vindt plaats in de gasfase, zonder aanwezigheid van water:
NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s)
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.
Het opnemen en afstaan van elektronen is niet zoals bij de vorming van bijvoorbeeld natriumchloride een volledige overdracht van het elektron van het ene deeltje aan het andere. Vanuit de kwantummechanica kan een Lewiszuur beschreven worden als een deeltje dat beschikt over elektronenbanen met een lage energie, maar die niet bezet zijn. De LUMO van het deeltje heeft een relatief lage energie. Voor een Lewisbase geldt juist dat het een deeltje is met een relatief hoog energetische bezette elektronenbaan, HOMO. De zuur-bease reactie treedt op als de elektronen uit de HOMO van de base in de LUMO van het zuur kunnen gaan bewegen.
Een oxide-ion (:O2-) 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+ + :O2- → 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 elektronen kan accepteren als doneren. Een voorbeeld hiervan is ammoniak (NH3). Deze stof kan dus zowel als zuur en als base reageren, afhankelijk van de reactiepartners.
Bekende lewiszuren worden gevormd door Boortrifluoride, watervrij IJzer(III)chloride of watervrij aluminiumchloride
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. Voor de eenvoud van de notatie wordt doorgaans één watermolecule in de formule voor het oxonium-ion genoemd. De feitelijke situatie komt meer overeen met een verzameling van 6 tot 9 watermoleculen die over één proton te veel beschikken en zich als min of meer stabiel geheel in de oplossing gedragen. Het gedrag laat zich dan analoog beschrijven aan dat van gehydrateerde metaal-ionen.
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
In water reageren twee watermoluculen ook wel eens met elkaar in de vorming van een oxomium en een hydroxide-ion. Beide reacties vinden 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, want het duurt even voor de uit elkaar gevallen watermoleculen elkaar weer tegenkomen. 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 (Kw) genoemd.
[H+].[OH-] = 10-14 = Kw
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. De kans dat een toevallig gevormd hydroxide-ion een oxonium-ion tegenkomt is ineens veel groter. Nadat hierdoor de hoeveelheid hydroxide-ionen veel kleiner geworden is, en dus ook de kans dat een oxonium-ion er een vindt, treedt bij een veel kleinere hydroxide-concentratie opnieuw evenwicht op.
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:
Er slaat namelijk ook calciumcarbonaat neer. Deze stof die bestaat uit een base-rest Ca2+ en een zuur-rest CO32- 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, bijvoorbeeld zoutzuur met natronloog. Wanneer het water verdampt, blijft het echter meestal als kristallijne vaste stof achter (natriumchloride).
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 chroom(IV)oxide, CrO3.
Bij binaire zuren bestaat de zuurrest uit een niet-metaal. Ze komen in normtoestand voor als gas.
voorbeelden:
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.
bijvoorbeeld:
Met halogenen (Chloor, Fluor, Broom en Jood)kunnen meerdere oxo-zuren gevormd worden. Bvb Chloor: HClO, HClO2, HClO3 en HClO4.
bijvoorbeeld:
