Of je het nu wel of niet weet, je bent waarschijnlijk bekend met veel zuren en basen. Heb je ooit limoensap over een taco geperst? Dan heb je een zure stof gebruikt. Heb je ooit een verstopte afvoer moeten reinigen met een chemische stof? Het is waarschijnlijk dat de chemische stof een zeer sterke base is. De bijtende aard ervan zal helpen bij het verwijderen van alle spullen die de afvoer verstoppen. Dit zijn basisvoorbeelden van zuren en basen.
Maar wat is het, chemisch, dat het limoensap en de drainreiniger anders maakt? Wat zijn de overeenkomsten tussen zuren en basen? Wat zijn de verschillen in zuur en base?
Chemische definitie van zuren en basen
Er zijn meerdere definities van zuren en basen. De smalste definitie is de Arrhenius-definitie. Het is misschien ook het meest intuïtieve en gemakkelijkste niveau om zuren en basen te definiëren.
Een Arrhenius zuur verhoogt de concentratie van H+ of H3O+ (hydroniumion) omdat protonen niet echt vanzelf in oplossing rondzweven. Een Arrhenius-base verhoogt de concentratie van OH- ionen.
Een voorbeeld van een Arrhenius-zuur is dus HCl. Wanneer HCl in oplossing dissocieert, neemt de hydroniumionconcentratie toe. Een voorbeeld van een Arrhenius-base is NaOH. Wanneer NaOH in water dissocieert, verhoogt het de concentratie van hydroxide-ionen.
Tips
Zuren geven een proton af, of H+, in water. Basen geven een hydroxide-ion af, OH-, in water.
Het probleem met het gebruik van de Arrhenius-definities is dat het je beperkt tot het bespreken van alleen waterige oplossingen.
Om meer reacties te kunnen definiëren, Bronsted-Lowry definitie richt zich op protonenoverdracht. Een Brønsted-Lowry-zuur is elke soort die een proton aan een ander molecuul doneert. Een Brønsted-Lowry-base is elke soort die een proton van een ander molecuul accepteert.
Het is belangrijk op te merken dat de Brønsted-Lowry-definities de definitie van zuren en basen uitbreiden, dus Arrhenius-zuren en -basen zijn ook Brønsted-Lowry-zuren en -basen.
eindelijk, de Lewis definitie is de meest allesomvattende definitie van zuren en basen. Net zoals een Arrhenius-zuur een Brønsted-Lowry-zuur is, is een Brønsted-Lowry-zuur een Lewis-zuur.
In de Lewis-definitie zijn zuren elektronenpaaracceptoren. Als gevolg hiervan kan het zuur een covalente binding vormen met alles wat de elektronen levert. Basen zijn elektronenpaardonoren.
Tips
Lewis-zuren zijn elektronenpaaracceptoren en Lewis-basen zijn elektronenpaardonoren.
De pH-schaal gebruiken
Hoe kun je eigenlijk meten of iets een zuur of een base is? U kunt de pH-schaal gebruiken die u de concentratie van waterstofionen aangeeft. Een van de meest waardevolle verschillen in zuren en basen voor identificatiedoeleinden is de concentratie van waterstofionen.
Als de concentratie van H+ en OH- ionen in oplossingen is vaak een zeer klein aantal, een wetenschapper in de 20e eeuw stelde voor dat een betere manier om kijken naar waterstofionenconcentratie zou zijn om de zuurgraad te definiëren als de negatieve logaritme van waterstofionen concentratie. Dit wordt een pH-meting genoemd.
Of:
De pOH is de negatieve logaritme van de OH-ionconcentratie.
De pH neemt toe naarmate de waterstofionenconcentratie afneemt.
Een pH hoger dan 7 geeft aan dat de oplossing basisch is. Een pH van 7 geeft aan dat de oplossing neutraal is. Een pH lager dan 7 geeft aan dat de oplossing zuur is.
Als u de exacte pH van een oplossing wilt weten, kunt u een pH-meter gebruiken. Als u alleen wilt weten of het zuur of basisch is, kunt u waarschijnlijk de bovenstaande definities gebruiken om een goede inschatting te maken of de oplossing zuur of basisch is.