Suur

'n Suur is in daaglikse lewe 'n middel soos asyn of suurmelk wat 'n suur smaak het. In die chemie het die begrip suur en sy teendeel basis belangrike ontwikkelings deurgemaak en die definisie is in vier fases verander en verder verfyn.

Reaksie tussen magnesium en soutsuur, waardeur magnesiumchloried en waterstofgas ontstaan

Reaksie tussen kalsiumkarbonaat en soutsuur, waardeur kalsiumchloried, water en koolstofdioksied gevorm word. Dit vorm skuim in die reageerbuis.

Volgens een van die definisies is 'n suur 'n stof wat in water opgeloste protone afstaan. Die negatiewe ioon wat oorbly word die suurres genoem.^[1] Metale soos yster, sink of magnesium los op in waterige oplossings van sure onder vrystelling van waterstofgas. Edelmetale soos goud, platinum en palladium los net op in sterk oksiderende oplossings soos gekonsentreerde swaelsuur, salpetersuur of koningswater. Die oplosproses word glad nie deur die suur protone bevorder nie.

Vier historiese teorieë

Mens kan vier verskillende teorieë oor sure en basisse onderskei

1. Die suurstof-teorie van Lavoisier (einde 18e eeu)^[2]

   Dié teorie gaan uit van die gedagte dat suurstof nodig is om 'n suur te vorm. Sure (en basisse) word gesien as oksiede opgelos in water.

2. Die (H⁺/OH^-)-teorie van Arrhenius (1887)^[3]

   Die Arrheniusteorie beskou enige stof wat H⁺ kan afsplits in water as 'n suur en enige stof wat hidroksiedione OH^- kan afsplits as basis. Suurstof staan sy sentrale rol af aan waterstof. Soute is van basisse en sure afgelei.

3. Die proton-teorie van Brønsted en Lowry (1923)^[4]

   Die Arrhenusteorie word verfyn en veralgemeen. Sure word gesien as protonskenkers en basisse as protonakseptore. Hidroksied is net een van die moontlike akseptore en water is net een van die moontlike oplosmiddels en water kan ook suur of basis wees. Die sentrale rol van waterstof word nog sterker beklemtoon

4. Die elektronpaar-teorie van Lewis (1923)

   Die suur/basis-teorie van Lewis is nog algemener. Bassise word gesien as skenkers van elektronpare en sure as akseptore daarvan. Die sentrale rol word nou nie meer deur 'n bepaalde element gespeel nie.

Lavoisier se suurstofteorie

Reeds in die 17e eeu was mense bewus dat daar 'n teenstelling tussen sure en basisse bestaan. Suur vrugte, versuring van melk of wyn en 'n groeiende aantal anorganiese sure was lank reeds bekend. Uit as van hout (potas) het mense loog verkry, wat 'n heel sterk basis is en waarmee seep vervaardig is. Boyle het reeds in 1664 oor stowwe berig wat na gelang van die suurgraad van kleur verander .^[5] 'n Indikator soos lakmoes was reeds lank bekend. Mens kon die kleur van blou na rooi verander deur suur toe te voeg en weer na blou deur 'n basis toe te voeg. Die oorsaak van dié fenomeen was egter minder duidelik.

Die ontdekking van suurstof en die rol wat dié element speel by die verbranding en die vorming van oksiede, het die teorievorming oor sure en basisse bestendig. Lavoisier se teorie van 1787 stel dat elke suur 'n kombinasie was van "'n basiese beginsel" en suurstof en het die oksiede van elemente ingedeel in suur en basiese oksiede. Sy klassifikasie kan met reg suksesvol genoem word. Oksiede uit die suurgroep soos swaeldioksied of fosforpentoksied vorm sure wanneer hulle in water opgelos word en oksiede uit die andere groep soos kalsiumoksied vorm basisse. Later het geblyk dat dit ook met die periodieke tabel ooreenstem. Die kolomme links in die tabel soos die alkalimetale lewer basiese oksiede, en die kolomme regs suur oksiede. Elemente in die middel soos aluminium en silikon lewer "amfotere" oksiede wat somtyds as sure en somtyds as basisse op kan tree. Vir elemente met meer as een oksidatietoestand soos chroom is die hoogste oksiede (CrO₃ chroom(VI)oksied) suur, die laere (Cr₂O₃ chroom(III)oksied) amfoteries^[6] of (CrO chroom(II)oksied) basies.

Gay-Lussac het in 1814 aangetoon dat sure en basisse mekaar neutraliseer. ^[7]Daar was ook reeds 'n matige begrip dat een suur sterker kan wees as 'n andere en dat 'n sterk suur soos swaelsuur 'n ander suur uit byvoorbeeld tafelsout kan vrystel, wat toe "gees van sout" genoem is en nou soutsuur heet. In 1814 het Humphry Davy egter aangetoon dat hierdie suur glad nie suurstof bevat nie. Ons weet vandag dat soutsuur die formule HCl het en net uit waterstof en chloor bestaan. Dit het die besef laat posvat dat die Lavoisier-teorie nie heeltemaal reg was nie. In die 19e eeu is verskeie gedagtes geopper oor 'n alternatiewe verklaring. Liebig het in 1838 gesuggereer dat nie suurstof nie, maar waterstof 'n sentrale rol speel.

Die Arrhenius-teorie

Die teorievorming het versnel deur die koms van die teorie van atome, molekules en ione.

Aan die einde van die 19e eeu het Arrhenius voorgestel om stowwe as sure te klassifiseer indien hulle in water in staat is om 'n waterstofioon H⁺ af te splits. Volgens sy siening was basisse stowwe wat 'n hidroksied-ioon OH^- kan afsplits. ^[8]Die sentrale rol van suurstof is hiermee weerlê ten gunste van waterstof. 'n Stof wat volgens dié definisie 'n suur is word 'n Arrhenius-suur (of A-suur) genoem.

Volgens Arrhenius is 'n basis (A-basis) 'n stof wat hidroksiedione(OH^-) vrystel terwyl dit in water opgelos is. 'n Goeie voorbeeld is natriumhidroksied. A-sure reageer met A-basisse in 'n neutraliseringsreaksie wat water produseer. Die reaksie tussen natriumhidroksied en soutsuur in 'n wateroplossing lewer:

NaOH + HCl → Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- → Na⁺ + H₂O + Cl^-

Neutralisasie kan geskryf word as 'n netto-ioniese vergelyking:

H⁺ + OH^- => H₂O

Die ione Na⁺ + Cl^- word toeskouer-ione genoem en bly in oplossing. Indien die oplossing ingedamp word bly hulle agter as 'n sout, wat volgens Arrhenius altyd bestaan uit 'n basisres (Na⁺) en 'n suurres (Cl^-).

Die suurreste bepaal die name van die sout. NaCl, 'n sout van soutsuur, heet natriumchloried, Na₂SO₄, 'n sout van swaelsuur heet Natriumsulfaat.

Sterk en swak sure

Die begrippe sterk en swak suur word beter verklaar in Arrhenius se teorie. 'n Suur is sterker as dit in staat is om 'n swakker suur uit sy soute vry te stel. Die ontdekking van die elektrisiteit en die elektrochemie het dit moontlik gemaak om die ione in oplossings beter te bestudeer. Dit het onthul dat daar by swak sure 'n termodinamiese ewewig bestaan tussen die neutrale suurmolekuul en die gelade ione wat deur dissosiasie uit hulle voortgebring word. 'n Swak suur is 'n stof wat as neutrale molekuul in oplossing gaan en slegs gedeeltelik in ione dissosieer. Asynsuur byvoorbeeld is 'n swak suur, wat gedeeltelik asetaatione en waterstofione produseer.

CH₃COOH → CH₃COO^- + H⁺

Hierdie reaksie is 'n ewewig wat beskryf kan word met 'n ewewigskonstante:

${\displaystyle K={\frac {[CH_{3}COO^{-}][H^{+}]}{[CH_{3}COOH]}}}$

Die waarde van K gee die sterkte van die suur aan. Ook die neutralisasie/dissosiasie van water is 'n ewewig:

${\displaystyle H_{2}O\rightleftarrows H^{+}+OH^{-}}$

Die waarde van die ewewigskonstante is klein:

${\displaystyle K_{w}=[H^{+}][OH^{-}]=10^{-14}}$

Dit wil sê dat in suiwer water die konsentrasies van die hidroksied- en waterstofione beide gelyk is aan 10^-7. Die suurgraad (pH) van suiwer water is daardeur pH= -log₁₀[H⁺]= 7 by kamertemperatuur. Toevoeging van 'n suur sal die [H⁺] verhoog en daarmee die pH verlaag.

Vandag kan die pH van 'n oplossing maklik elektrochemies gemeet word.

Nadele van die Arrheniusteorie

Toevoeging van ammoniak aan soutsuur lewer ammoniumchloried

'n Belangrike verskil met die Lavoisier-teorie is dat stowwe soos swaeldioksied SO₂ en kooldioksied CO₂ nie as sure gesien word nie; pleks daarvan word hulle reaksieprodukte met water as die suur beskou. Hulle word swaweligsuur en koolsuur genoem (of ook: diwaterstofsulfiet en diwaterstofkarbonaat):

SO₂ + H₂O → H₂SO₃

CO₂ + H₂O → "H₂CO₃"

Hoewel baie soute van hierdie twee sure bekend is (die sulfiete en karbonate), het dit onmoontlik geblyk om koolsuur ("H₂CO₃") as suiwer stof te isoleer. Mens het dit 'n "hipotetiese suur" genoem. Ongelukkig moes navorsers meer en meer "hipotetiese" sure aanneem en dit het die besef laat posvat dat ook die Arrhenius-teorie nie heeltemaal korrek is nie. Basisse kan ook "hipoteties" wees, soos byvoorbeeld ammonia:

Volgens Arrhenius reageer ammoniakgas met water om 'n basis te vorm wat ammonia genoem word:

NH₃ + H₂O → "NH₄OH" → NH₄⁺ + OH^-

Ammonia "NH₄OH" is egter nooit aangetoon nie.

'n Andere nadeel van die Arrheniusteorie is dat dit heeltemaal afhanklik is van water as 'n oplosmiddel. Indien ammonia en soutsuur egter saamgevoeg word ontstaan 'n rook van salmiaksout (NH₄Cl), in die lug, d.w.s. sonder tussenkoms van water, uit gasvormige ammoniak NH₃ en gasvormige soutsuur HCl. (Sien beeld).

NH₃ + HCl → NH₄Cl

Dieselfde reaksie word in waterige oplossing as suur-basis-reaksie gesien. In die gasfase is hierdie reaksies beperkend en word dus nie so algemeen gesien nie.

Die kennis van ione en molekules het ook die aandag verskuif van suiwer stowwe na die molekule en ione waaruit hulle bestaan, of tewens na molekules en ione soos hulle in oplossing voorkom.

Die Brønsted-Lowry-teorie

Protonuitruiling tussen watermulekules

In 1923 het die Deense chemikus Brønsted en die Engelse chemikus Lowry onafhanklik van mekaar 'n nuwe definisie van wat 'n suur is, en (veral) van wat 'n basis is, gepubliseer. 'n Brønsted-suur (B-suur) is nie meer 'n stof nie, maar 'n molekuul of ioon wat 'n proton kan afstaan (protonskenker) en 'n Brønsted-basis (B-basis) 'n molekuul of ioon wat dit kan ontvang (protonakseptor).

Die Brønsted-definisie is nie van water as oplosmiddel afhanklik nie en verander die rol van water van die (enige) toeskouer-oplosmiddel tot 'n stof wat self as suur èn as basis kan optree. Die waterewewig word geskryf as 'n protonuitruiling:

H₂O +H₂O → OH^- + H₃O⁺

Die een watermolekuul (die suur) skenk 'n proton aan die ander een (die basis). Dit het duidelik geword dat 'n "kaal" proton in water nie kan bestaan nie en dat dit altyd geassosieer sal word met 'n watermolekuul, met die hidroniumioon H₃O⁺ as gevolg.

In die terugwaartse reaksie van die ewewig tree die hidroksiedioon as ontvanger van 'n proton op, en is daardeur die basis. In Arrhenius se definisie is byvoorbeeld NaOH ('n stof) 'n basis; vir Brønsted is OH^- ('n ioon) die basis.

Konjugasie

Die paar H₃O⁺ – H₂O word 'n gekonjugeerde suur-basis-paar genoem, omrede hulle met net een proton verskil.^[9] Uit die waterewewig kan mens sien dat ook H₂O – OH^- 'n gekonjugeerde paar is. Een spesie (H₂O water) kan dus 'n suur en 'n basis wees.

Die "hipotetiese" basis "ammonia" verdwyn in die Brønsted-definisie. Ammoniak en water kan reageer as

NH₃ (basis) + H₂O (suur) → NH₄⁺ (suur) + OH^- (basis)

In die B-definisie is NH₄⁺/NH₃ 'n gekonjugeerde paar en die ammoniaioon NH₄⁺ word nou gesien as 'n (B-)suur.

Ongelukkig kan mens nie dieselfde sê oor die kooldioksiedmolekuul nie, wat geen waterstof bevat nie, en dus nie as 'n B-suur gesien kan word nie.

Die ammoniaioon word die gekonjugeerde suur van die basis NH₃ genoem. Amfoliete kan dikwels beide gekonjugeerde sure or gekonjugeerde basisse wees. 'n Goeie voorbeeld in fosforsuur:

${\displaystyle {H_{3}PO_{4}+3H_{2}O}\rightleftarrows {H_{2}PO_{4}^{-}+H_{3}O^{+}+2H_{2}O}\rightleftarrows {HPO_{4}^{2-}++2H_{3}O^{+}+H_{2}O}\rightleftarrows {PO_{4}^{3-}++3H_{3}O^{+}}}$

Die diwaterstoffosfaatioon H₂PO−4 is die gekonjugeerde basis van fosforsuur H₃PO₄ en die gekonjugeerde suur van die monowaterstoffosfaatioon HPO2−4

Die waterstoffosfaatioon HPO2−4 is die gekonjugeerde basis van die diwaterstoffosfaatioon H₂PO−4 en die gekonjugeerde suur van die fosfaatioon PO3−4

Die Lewis-teorie

Die waterewewigsreaksie soos gesien deur Brønsted-Lowry en deur Lewis

Hoof-artikel: Lewis-suur en -basis

In dieselfde jaar 1923 waarin Brønsted en Lowry hulle werk gepubliseer het skryf ook Gilbert Lewis sy teorie van suur-basischemie. Lewsis se teorie hang saam met sy teorie oor chemiese binding, wat Lewisteorie genoem word en waarin elektronpare 'n belangrike rol speel. In sekere sin is sy definisie die omgekeerde van Brønsted s'n. In die waterewewig byvoorbeeld sien Brønsted die proton as die party wat 'n buurmolekuul aanval. Lewis neem aan dat dit die buurmolekuul se enkelpaar is wat die proton aanval. Vir die reaksie tussen hidronium en hidroksied soos in die waterewewig maak dit nie saak wat mens as die aanvaller sien nie. Egter, die Lewis-definisie van 'n basis as 'n molekuul of ioon wat 'n aanvallende enkelpaar het en 'n Lewis-suur as 'n molekuul of ioon wat dit kan ontvang is baie ruimer as die Brønsted-definisie. Waterstof se proton is nie meer deel van die definisie nie. Die proton is net een moontlike ontvanger van 'n enkelpaar. Dat wil sê dat ook molekules sonder waterstof L-sure kan wees en dat die proton self 'n L-suur is.

Waterstofvrye Lewis-sure

Die Lewis-suur-basis-reaksie tussen CO₂ en OH^-

'n Goeie voorbeeld van 'n andere L-suur-basis-reaksie is die reaksie tussen CO₂ en hidroksiedione. Omrede daar net twee elektrongebiede rond die sentrale koolstof in kooldioksied is, kan hierdie atoom 'n enkelpaar van die hidroksiedioon ontvang en saam die HCO₃^- bikarbonaatioon gaan vorm. Dat wil sê dat CO₂ een Lewis-suur is en hidroksied 'n basis. Dit elimineer die "hipotetiese" suur (koolsuur) as 'n onopgeloste probleem en gee 'n sekere eerherstel aan Lavoisier se teorie. Lavoisier en Lewis stem saam dat die waterstofvrye kooldioksied CO₂ 'n suur is, wat Arrhenius, Brønsted en Lowry ontken het.

Sien ook

• Anhidriede en sure
• pH
• Basis
• Lys van sure en basisse

Verwysings

1. J. Kramers, P.A.A. van der Beek (1930). Beknopt leerboek der scheikunde. Malmberg.{{cite book}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link)
2. Crosland, Maurice (1973). ""Lavoisier's Theory of Acidity."". Isis. 64 (3): 306–25.{{cite journal}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link)
3. BENNETT, C. W. (1943). ""Bitter, Sour and Salty."". The Science Teacher. 10 (4): 7–40.{{cite journal}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link)
4. "Brønsted-Lowry acids and bases". Khan academy.
5. Baker, A. Albert (1964). ""A History of Indicators."". Chymia. 9: 147–67. doi:10.2307/27757238.{{cite journal}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link)
6. "Chromic Oxide Cr2O3". testbook.
7. "Gay-Lussac". LeMoyne.
8. Shikha Munjal, Aakash Singh (2019). "The Arrhenius Acid and Base Theory". intechopen. doi:10.5772/intechopen.88173.{{cite web}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link)
9. "Conjugate Acid-Base Pairs". LibreText.

Eksterne skakels

• Wikiwoordeboek het 'n inskrywing vir suur.