In het algemeen kunnen zuren worden beschouwd als moleculaire verbindingen die ten minste één waterstof bevatten die covalent gebonden is aan een meer elektronegatief atoom. Neem als voorbeeld de verbinding waterstoffluoride (HF). Zoals we in hoofdstuk 7 hebben besproken, zijn de elektronegativiteiten van waterstof en fluor respectievelijk 2,1 en 4,0, en de waterstoffluoride covalente binding is zeer sterk gepolariseerd.
Waardoor, wanneer waterstoffluoride in water wordt opgelost, de watermoleculen zich rond HF oriënteren, zodat de waterdipolen interageren met, en de sterk gepolariseerde H-F binding stabiliseren. Belangrijk voor deze stabilisatie is de waterstofbrug die gevormd wordt tussen de waterstof van HF en de zuurstof van een aangrenzend water. Deze waterstofbrug stabiliseert niet alleen de HF moleculaire dipool, maar verzwakt ook de H-F covalente binding. Als gevolg van deze verzwakking rekt de H-F binding uit (de bindingslengte neemt toe) en breekt vervolgens volledig. De waterstof die aan het watermolecuul gebonden was, wordt nu volledig gebonden aan de zuurstof, waarbij de soort H3O+ (het hydroniumion) wordt gevormd en het fluor bestaat nu als een fluoride-anion. Dit staat bekend als het proces van zuurdissociatie.
De chemische vergelijking die de reactie van zuurdissociatie van HF beschrijft, is gegeven in vergelijking 8.2a. De producten van de reactie, het fluoride-anion en het hydroniumion, zijn tegengesteld geladen ionen, en het is redelijk aan te nemen dat zij elkaar zullen aantrekken. Als zij met elkaar in contact komen, is het ook redelijk om aan te nemen dat het proces van waterstofoverdracht dat we hierboven beschreven ook in omgekeerde richting kan gebeuren. Dat wil zeggen, H3O+ kan zich waterstof binden aan het fluoride-ion en de waterstof kan weer worden overgedragen, om HF en water te vormen. De chemische vergelijking die dit proces beschrijft is weergegeven in vergelijking 8.2b. In feite verlopen deze twee reacties gelijktijdig (en zeer snel) in oplossing. Wanneer we spreken van een reeks voor- en tegenreacties die samen optreden op een zeer snelle tijdschaal, beschrijven we de reeks reacties als een evenwicht en we gebruiken een speciale dubbele pijl in de chemische reactie om dit aan te geven (vergelijking 8.2c). Van vergelijking 8.2c kan gezegd worden dat het de evenwichtsdissociatie van HF in water weergeeft.
HF (aq) + H2O(l) → H3O+ (aq) + F- (aq) Eq. 8.2a
HF (aq) + H2O(l)←H3O+ (aq) + F- (aq) Eq. 8.2b
HF (aq) + H2O(l) ⇄ H3O+ (aq) + F- (aq) Eq. 8.2c
Voor elk evenwicht kan een evenwichtsconstante worden geschreven die beschrijft of de producten of de reactanten de overheersende soorten in oplossing zullen zijn. We zullen hier in hoofdstuk 10 uitgebreid op ingaan, maar volgens de massawet is de evenwichtsconstante K voor deze reactie eenvoudigweg de verhouding tussen de activiteiten van de producten en de reactanten. Om de berekeningen te vereenvoudigen worden de activiteiten van de opgeloste stoffen benaderd door de concentratie in molariteitseenheden. Merk op dat alle vaste of vloeibare reagentia of producten, of oplosmiddelen (zoals water) als zuivere stoffen worden beschouwd, en dus een activiteit hebben die gelijk is aan 1. Dus voor de ionisatie van HF
{(1)}=\frac{}{}]
Wanneer je met zuren te maken hebt, wordt de evenwichtsconstante in het algemeen de zuurdissociatieconstante genoemd, en wordt deze geschreven als Ka. Hoe groter de waarde van Ka, hoe groter de mate van ionisatie en hoe hoger de resulterende concentratie van het hydroniumion. Omdat de concentratie van het hydroniumion direct gecorreleerd is met de zuurtegraad, worden zuren met een grote waarde van Ka sterke zuren genoemd. We zullen “zwakke zuren” introduceren in hoofdstuk 10, maar voor nu is het belangrijk te onthouden dat sterke zuren in oplossing vrijwel 100% geïoniseerd zijn. Dat betekent niet dat de terugreactie niet voorkomt, is betekent eenvoudig dat veel gunstiger en dat 99.9999999999% van het zuur in zijn geïoniseerde vorm aanwezig is. Omdat dit het aantal significante cijfers overschrijdt waar wij gewoonlijk mee werken, worden sterke zuren in het algemeen beschreven als 100% geïoniseerd in oplossing. Tabel 8.1 geeft een overzicht van de veel voorkomende sterke zuren die we in deze tekst zullen bestuderen.
Tabel 8.1. Veel voorkomende sterke zuren
| HCl | waterstofchloridezuur |
| HNO3 | nitrietzuur |
| H2SO4 | zwavelzuur |
| HBr | hydrobroomzuur |
| HI | hydrojoodzuur zuur |
| HClO4 | perchloric zuur |
Bijdrager
- ContribEEWikibooks
- Gewijzigd door Tom Neils (Grand Rapids Community College)