Zuur (scheikunde): verschil tussen versies

De theorievorming kwam in een stroomversnelling door de opkomst van de theorie van atomen, moleculen en ionen, hoewel dat nog lang hypothetische begrippen zouden blijven. In 1884 promoveerde [[Svante Arrhenius|Arrhenius]] op een proefschrift over de geleidbaarheid van opgeloste zouten. In het verlengde daarvan stelde hij voor dat een stof als zuur wordt geclassificeerd als het [[Waterstof (element)|waterstof]], (H), bevat en dit atoom in de vorm van een [[waterstofion]] (H⁺) kan afstaan als de stof in water wordt opgelost. De definitie verlegde daarmee zijn aandacht van het element zuurstof naar het element waterstof. Een stof die volgens deze definitie een zuur is, wordt een [[Arrheniuszuur]] (A-zuur) genoemd. Een voorbeeld van een Arrheniuszuur is [[azijnzuur]] (CH₃COOH). Als deze stof in water wordt opgelost, splitst het zich in [[acetaat]]- (CH₃COO^-−) en waterstofionen (H⁺). De acetaationen worden de [[zuurrest]] genoemd.

Een base (A-base) is volgens Arrhenius een hydroxide dat in water (H₂O) [[hydroxide|hydroxide-ionen]] (OH^-−) afsplitst <!--en NH₃ is dus GEEN Arrheniusbase. NH₄OH werd geacht dat te zijn en dat was de Achilleshiel van de Arrheniustheorie-->. Een voorbeeld van een [[Arrheniusbase]] is [[natriumhydroxide]] (NaOH) dat Na⁺- en hydroxide-ionen vormt als het oplost in water:

NaCl is een zout dat in het kader van de Arrheniustheorie geacht wordt opgebouwd te zijn uit een baserest Na⁺ en een zuurrest Cl^-−.

Zwavelzuur is daarmee een sterker zuur dan azijnzuur, maar veel meer dan een vage rangorde leverden dit soort waarnemingen niet op. De ontdekking van elektriciteit en de elektrochemie maakte het echter mogelijk de aanwezigheid van geladen ionen in oplossing nader te bestuderen. Men ontdekte daarbij dat het feit dat azijnzuur een zwakker zuur is dan zwavelzuur zich manifesteerde in het feit dat azijnzuur zich in water maar ten dele splitste in CH₃COO^-− en H⁺ terwijl bij zwavelzuur de splitsingsgraad veel hoger was. Dit maakte het mogelijk de sterkte van zuren op een kwantitatieve schaal te brengen door het meten van de [[evenwichtsconstante]] van het dissociatie-evenwicht:

De evenwichtsconstante bekend als K_w is vrij klein: K_w=10^-14−14

Zuren en basen volgens de definitie van Arrhenius zijn nog steeds zuren en basen volgens de definitie van Brønsted, hoewel er bij basen een nuanceverschil is. Arrhenius zou de vaste stof NaOH (natriumhydroxide) een base noemen omdat deze in water hydroxide-ionen afsplitst. Brønsted zou eerder deze afgesplitste hydroxide-ionen zelf als de base aanmerken.

Vloeibare [[Ammoniak]] (NH₃) is een goed voorbeeld. Deze stof is ook een amfolyt en kan dus ook zowel als zuur en als base reageren, afhankelijk van de reactiepartners en met zichzelf. Als zuur vormt het het amide-ion NH₂^-−, als base het ammoniumion NH₄⁺. Het eerste gebeurt echter niet in water omdat NH₂^-− een sterkere base is dan OH^-−. In vloeibare ammoniak is er echter wel een evenwicht tussen NH₂^-− en NH₄⁺ vergelijkbaar met het waterevenwicht:

In hetzelfde jaar (1923) kwam de chemicus [[Gilbert Lewis (scheikundige)|Gilbert Lewis]] met een nog ruimere definitie van het zuur-base-gedrag. Lewis was van mening dat niet de protonen van het zuur het kenmerk waren voor een zuur-base-reactie, maar de [[elektronenpaar|elektronenparen]] van de base. Een [[Lewiszuur]] (L-zuur) is daarmee een molecuul dat een elektronenpaar op kan nemen en een [[Lewisbase]] (L-base) een molecuul dat een elektronenpaar kan aandragen. 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. Was zuurstof al als voorwaarde voor zuurvorming door Arrhenius losgelaten, nu verdween ook waterstof uit de definitie en deze werd nu geheel onafhankelijk van de elementen en daarmee veel breder toepasbaar in de chemie. Het proton is simpelweg het eenvoudigste lewiszuur, maar er zijn vele andere. Liebig en Arrhenius hadden dus door zuurstof als centraal element te vervangen door waterstof de duivel door beëlzebub uitgedreven. De lewistheorie is zelfs in zekere zin een stuk eerherstel voor Lavoisier. Oxiden als CO₂ of SO₂ zijn weer als zuren op te vatten.

Een [[oxide]]-ion (:O^2-2−) 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 [[Zuurstof (element)|zuurstofatoom]] en het waterstofatoom gevormd:

Een voorbeeld van een Lewiszuur dat geen brønstedzuur is, is [[koolstofdioxide]] (CO₂). Koolstofdioxide reageert in het water met kleine hoeveelheden hydroxide-ionen die daarin aanwezig zijn. Daarbij wordt [[Waterstofcarbonaat|monowaterstofcarbonaat]] (HCO₃^-−) gevormd:

Of een stof een goed lewiszuur is wordt voor een deel bepaald door de vraag of er rond het centrale atoom nog ruimte is voor nog een ligand met een elektronenpaar. Het koolstofatoom is [[koolstofdioxide]] (CO₂) heeft weliswaar de gewenste vier bindingen, maar er zijn maar twee buuratomen en daarmee plaats voor meer. Het reageert met water tot CO₃^2-2− ion waarin het koolstofatoom een buurman meer heeft. Hetzelfde geldt voor BF₃ en AlCl₃. Er is plaats voor een vierde ligand. Een extreem voorbeeld hiervan is [[uraniumhexafluoride]] (UF₆). Het centrale U atoom heeft weliswaar zes buren, maar het is veel groter dan de kleine F atomen. Er is plaats voor een zevende fluor en uraniumhexafluoride is dan ook een lewiszuur dat bijvoorbeeld met HF reageert.

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

In water reageren twee watermoleculen ook weleens met elkaar in de vorming van een oxonium 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 de brokstukken van uit elkaar gevallen watermoleculen elkaar weer tegenkomen. De concentraties zijn echter vrij klein: [H₃O⁺] = [OH^-−] = 10^-7−7 mol/L

Wanneer er een sterk zuur toegevoegd wordt, bijvoorbeeld in een concentratie van 10^-3−3 mol/L, dan wordt de [OH^-−] bijzonder klein: 10^-11−11 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 hydroxideconcentratie 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^-14−14 geworden is. Bij deze neutralisatie komt vrij veel warmte vrij. Bij onderstaande [[ketelsteen|reactie]] gebeurt er echter meer:

Er slaat namelijk ook [[calciumcarbonaat]] neer. Deze stof die bestaat uit een base-rest Ca²⁺ en een zuur-rest CO₃^2-2− wordt een '''[[zouten|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 echter een kristallijne vaste stof achter ([[natriumchloride]]).

De laatste verbinding is geen zuiver binair zuur aangezien de zuurrest normaliter uit één niet-metaal bestaat. Daarom wordt HCN ook vaak een pseudobinair zuur genoemd. CN^-− is echter lid van een klasse ionen die men de [[pseudohalogeen|pseudohalogeniden]] noemt omdat zij chemisch gezien veel gemeen hebben met de eigenlijke halogeniden.

:MnO₄^-−: (Ox=+7) ''per''manganaat

:MnO₄^2-2−: (Ox=+6) manganaat