Zuur

Uit PyroWiki.nl

Een zuur is een chemische verbinding die volgens de brönsted-zuur-base theorie in een chemische reactie een proton over kan dragen naar een basisch deeltje. Tijdens een zuur-base reactie spreken we van geconjungeerde zuur-base paren.

In water geeft een zuur een zure oplossing, de oplossing bevat H₃O⁺ ionen. Water treed op als geconjungeerde base en neemt een proton op, het hydronium ion (H₃O⁺) kan met zien als een watermolecuul dat een proton heeft opgenomen in zijn structuur.

HB + H₂O <---> H₃O⁺ + B^-

Zuiver water kan zelfs als zuur en als base met zichzelf reageren: autoprotolyse evenwicht.

2 H₂O <---> H₃O⁺ + OH^-

Beide ontstane ionen zijn in oplossing aanwezig in de concentratie 10^-7 mol/l. Berekenen we uit deze concentraties de pH dan komen we op een pH van 7 uit, met andere woorden in zuiver water bevinden zich net zo veel H₃O⁺ ionen als OH^- ionen dus kan men spreken: water is pH neutraal.

In tegenstelling tot wat veel mensen denken hoeft een zuur niet persee opgelost zijn in water om zuur te reageren. Neem de reactie van kaliumnitraat met zwavelzuur, hierbij treed kaliumnitraat op als base en zwavelzuur als zuur. Er ontstaat salpeterzuur en kaliumwaterstofsulfaat. Het nitraat ion is een zwakker zuur als het mono-waterstofsulfaat ion.

KNO₃ + H₂SO₄ ---> KHSO₄ + HNO₃

Ook al zijn beide zuren sterk, zij allebei voor 99% dissosieren in water, kunnen ze toch een zuur-base reactie aan gaan. Zwavelzuur is zo'n sterk zuur dat het zelfs salpeterzuur kan protoneren tot H₂NO₃⁺.

Niet één zuur-base reactie is een volledig aflopende reactie, zelfs een oplossing van zwavelzuur in water vertoond een licht evenwicht, ook al is deze weinig meetbaar met normale proeven. In de practijk echter wordt de vergelijking aflopend geschreven omdat het evenwicht gewoonweg te verwaarlozen is.

Inhoud 1 Lewis-zuren 2 Zuursterkte van Brönsted-zuren 3 Metalen en zuren 4 pH en pOH

Lewis-zuren

Naast de normale zuur-base theorie van Brönsted is er ook nog een ruimere, theorie die het begrip zuur omschrijft.

Een lewis-zuur is een deeltje dat een vrij elektronenpaar van een lewis-base kan accepteren. Het bekentste voorbeeld van een lewiszuur is het proton zelf.

Enkele andere voorbeelden van lewiszuren zijn:

• aluminiumchloride (of andere haliden van tri-valent aluminium)
• Ijzer(III)chloride (idem)
• zink(II)chloride (idem)

Zuursterkte van Brönsted-zuren

De zuursterkte wordt bepaald aan de hand van de mate van de hoeveelheid zuurmolecuulen dat gesplitst is in ionen. Hoe meer molecuulen gesplitst zijn des te sterker is het zuur.

Er zijn 7 sterke zuren bekent: (sterkte loopt van boven naar beneden, bron: BINAS HAVO/VWO vijfde druk)

• waterstofperchloraat (perchloorzuur)
• waterstofjodide
• waterstofbromide
• waterstofchloride (zoutzuur)
• diwaterstofsulfaat (zwavelzuur)
• waterstofnitraat (salpeterzuur)
• waterstofchloraat (chloorzuur)

Ook zijn er sterke basen, dit zijn stoffen die, wanneer ze in contact komen met water, meteen een proton opnemen van het water. Een voorbeeld is het oxide-ion, vandaar dat oxiden van alkalimetalen zo heftig reageren met water.

Verschillende zuursterkten kunnen verklaard worden door de polariteit van de binding van de atomen. Elektronenzuigende groepen hebben een sterk elektronenzuigend effect en zorgen ervoor dat het bindende elektronenpaar van het proton en de restgroep gemakkelijker richting de restgroep verschuift. Des te sterker is het elektronenzuigende effect van de restgroepen, des te groter is de zuursterkte. Dit verklaart waarom nagenoeg alle carbonzuren zwakke zuren zijn.

Metalen en zuren

Bij alle reacties van zuren met metalen wordt er een elektron uit een metaalatoom gehaald, het proton kan zich dus ook gedragen als oxidator. Het H⁺-ion trekt dit elektron aan waardoor er een waterstof-radicaal ontstaat, deze trekt een ander waterstof-radicaal aan en zo vormt er waterstofgas(H₂). Dit ontwijkt uit de oplossing omdat het slecht oplost en daardoor blijft er een metaal-ion achter samen met het restion van het zuur. Dampen we de oplossing in, dan verkrijgen we een zout.

pH en pOH

De pH is de -log[H₃O⁺]

De pOH is de -log[OH^-] of 14-pH

Andersom kan men hier gebruik maken van den eigenschap van een logaritme, zó kan men de concentratie deeltjes uit de pH berekenen. Echter geld deze regel alleen wanneer een sterk zuur is opgelost omdat de protolysereactie volgens de regel volledig aflopend is.

Bijvoorbeeld nemen we een wateterige oplossing van HCl. De gemeten pH van deze oplossing bedraagt bij 20 graden celcius 2,1.

Wat is dan de concentratie HCl in mol/l?

pH=-log[H₃O⁺]

2,1=-log[?] kan men ook schrijven als 10^-2,1=[?]

[?]=0,0079 mol/l

Omdat HCl voledig protolyseerd in water is de HCl concentratie gelijk aan 0,0079 mol/l .