Zuur

Wat "zuur" is, hoef je niet meer te leren als je 15 of 16 bent. Dat weet je dan wel. In de chemie heeft "zuur" een net even andere betekenis dan in het dagelijks leven. Dus daarom gaan we daar in dit hoofdstuk dieper op in.

Voorbeelden

;Azijn: Het meest bekende zuur is waarschijnlijk azijn. In de keuken wordt azijn op allerlei manieren toegepast bij de voedselbereiding. Azijn wordt onder verschillende namen in de handel gebracht, zoals tafelazijn, wijnazijn of sherry-azijn. Voor de chemicus bevatten al deze producten azijnzuur,

{\ce {C2H4O2}}

.^[1] De verschillen zijn afhankelijk van de bron waaruit de azijn gemaakt wordt.

Veel natuurlijke azijnsoorten hebben een gelige of bruinige kleur, afkomstig van de wijn, sherry of cider waaruit ze zijn gemaakt.

Daarnaast is er ook schoonmaakazijn, een synthetisch gemaakte azijn die wordt gebruikt als schoonmaakmiddel. Deze azijnsoort is doorgaans kleurloos.

Een van de belangrijkste kenmerken van azijnzuur is zijn geur.

Azijn

;Citroenzuur: Een in sommige landen populaire smaakmaker. Het voordeel van dit zuur boven azijnzuur is het feit dat de stof zelf geen geur heeft. Als zuivere stof is citroenzuur (

{\ce {C6H8O7}}

) niet giftig, maar smaakt het wel ontzettend zuur.

Citroen

;Accuzuur: Een zeker niet voor consumptie geschikt zuur is accuzuur, in de chemie bekend als zwavelzuur,

{\ce {H2SO4}}

. In de concentratie waarin het aanwezig is in loodaccu's is het zo hygroscopisch dat het zelfs vocht uit levende cellen trekt.

Accu

;Koolzuur: Bij de bespreking van de titratie van natronloog hebben we kennisgemaakt met koolzuur dat gevormd kan worden uit koolstofdioxide dat als gas in de lucht voorkomt.

Lucht

Wat maakt zuur?

Aan het eind van de 18^e eeuw was de chemie zover gevorderd dat de eerste algemene regels opgesteld konden worden. Een van de ervaringsfeiten was, en is nog steeds, dat als je een stroom door een zure oplossing stuurt, er bijna altijd zuurstof (!) gevormd wordt. We noemen dit element in het Nederlands niet voor niets zo.

Het vermoeden was dan ook dat zuurstof het karakteristieke bestanddeel van alle zuren was.

Na een uitgebreide zoektocht naar de zuurstof in zoutzuur ( ${\ce {HCl}}$ !) werd duidelijk dat niet zuurstof de verbindende factor in zuren was, maar de mogelijkheid om ${\ce {H+}}$ -ionen af te geven.

In het verlengde van de definitie van een zuur is ook het begrip base bijgewerkt: Een base is een stof die H⁺-ionen kan opnemen.

Waterstof-ion

Daarnaast werd ook duidelijk dat deeltjes die slechts één H⁺-ion van elkaar verschilden via een zuur-base-reactie aan elkaar gekoppeld waren:

Een deeltje dat één H⁺-ion meer heeft dan een zuur is de geconjugeerde base van het zuur.

Een deeltje dat één H⁺-ion minder heeft dan een base is het geconjugeerde zuur van de base.

Geconjugeerd

Sterke en zwakke zuren

Het is niet slim om in een laboratorium te proeven hoe sterk een zuur is. Veel zuren zijn in zuivere vorm zo sterk dat je er blijvende verwondingen aan overhoudt als je zou gaan proeven! De zuurgraad van een oplossing is duidelijk afhankelijk van de concentratie van de stof die de

{\ce {H+}}

-ionen kan afstaan. Maar er is nog iets anders.

{\ce {H+}}

kunnen afstaan, en dat ook doen zijn twee verschillende dingen. Het in de voorbeelden genoemde zwavelzuur splitst bijna altijd zijn

{\ce {H+}}

-ionen af. Oplossingen van zwavelzuur zijn dan ook altijd erg zuur. Stoffen die bijna altijd alle

{\ce {H+}}

-ionen die ze kunnen afstaan ook echt afstaan, worden sterke zuren genoemd.

Sterk zuur

Voorbeelden van sterke zuren zijn:

Zwavelzuur, ${\ce {H2SO4}}$
Zoutzuur, ${\ce {HCl}}$
Salpeterzuur, ${\ce {HNO3}}$
Perchloorzuur, ${\ce {HClO4}}$
Fosforzuur, ${\ce {H3PO4}}$

96% zwavelzuur, het ziet er uit als water, maar ....

Daar tegenover staan de ook in de voorbeelden genoemde stoffen azijnzuur, citroenzuur en koolzuur. In water staat van de moleculen van deze stoffen maar 1 tot 10% zijn

{\ce {H+}}

-ion af. Bij de andere molecullen blijft dat gewoon vastzitten. Er zijn dus veel minder

{\ce {H+}}

-ionen in de oplossing. Stoffen die maar een klein deel van hun

{\ce {H+}}

-ionen afstaan worden zwakke zuren genoemd.

Zwak zuur

Voorbeelden van zwakke zuren zijn:

Azijnzuur, ${\ce {C2H4O2}}$
Mierenzuur, ${\ce {CH2O2}}$
Boterzuur, ${\ce {C4H8O2}}$

Een speciale opmerking geldt voor Trifluorazijnzuur,

{\ce {C2HF3O2}}

. Het is een stof die regelmatig in het klinisch chemisch laboratorium gebruikt wordt. Het deel van de naam "azijnzuur" wekt de indruk dat het om een zwak zuur gaat. Niets is minder waar! Trifluorazijnzuur is zelfs sterker dan fosforzuur.

gevaarsymbolen van Trifluorazijnzuur

Hoe zuur?

Hier boven is al aangegeven dat zowel de concentratie van de stof die

{\ce {H+}}

-ionen kan afstaan als de sterkte van dat zuur een rol spelen in hoe zuur de oplossing precies wordt. Verder is voor hoe zuur een oplossing is eigenlijk alleen de concentratie van

{\ce {H+}}

-ionen belangrijk. Deze concentratie wordt opgegeven in mol/L, wat ook vaak geschreven wordt als: mol.L^{- 1}. Ook voor de concentratie wordt een speciale manier van schrijven gebruikt: het symbool van het deeltje waarvan we de concentratie opgeven wordt tussen "blokhaken" gezet. Voor het waterstof-ion wordt dat dus:

{\ce {[H+]}}

.

{\ce {[H+]\ =\ ?}}

Met tafelazijn blijkt dat je tong een heel gevoelig meetinstrument is om zuur vast te stellen. Zelfs een concentratie van 1.10^-6 mol.L^-1 (=0.000001 mol.L^-1)kun je al proeven. Echt zuur wordt het pas als [H⁺] groter wordt dan 1.10^-4 (=0.0001 mol.L^-1). In het laboratorium heb je inmiddels zoutzuur met [H⁺] = 0.1 mol.L^-1 gebruikt. Aan deze getallen zie je dat de concentratie van waterstofionen over een heel groot bereik belangrijk is. Deze concentraties op de gewone manier uitschrijven, met voorloopnullen, is vragen om vergissingen. Overschakelen op wetenschappelijke notatie lost een deel van het probleem op. Wat dan blijft is dat het belangrijkste cijfer, de exponent, heel klein en als allerlaatste genoemd wordt.

groot bereik

pH

Om aan beide bezwaren wat te doen is afgesproken om de concentratie van waterstof-ionen niet zelf te noteren, maar de negatieve logaritme ervan. Omdat een logaritme eigenlijk de macht van een getal is wordt dat aangegeven met een kleine letter "p", gevolgd door het symbool van waterstof, de hoofdletter "H". Deze grootheid wordt aangegeven als pH (spreek uit: pee ha). In formulevorm wordt de omzetting geschreven als:

pH\ =\ -\,log([H^{+}])

verg. 1

pH\ =\ -log([H^{+}]

In het hoofdstuk over Logaritme wordt verder op die functie ingegaan. Hier is het voldoende om te weten hoe je van

[H^{+}]

naar de pH rekent.

Van concentratie naar pH

Als voorbeeld: Bepaal de pH van een oplossing waarin

[H^{+}]\ =\ 2.34\,10^{-4}

. Geef het antwoord met 2 decimalen.

In onderstaand schema is elk blokje een toets op je rekenmachine.

(-)	^[2]	log		2		.		3		4		exp		(-)	^[2]	4		=
				de concentratie H⁺ of ${\ce {[H^+]}}$

Als het goed gegaan is geeft de rekenmachine nu als antwoord: 3.630784..... . Het antwoord moet in 2 decimalen gegeven worden dus wordt dat: 3.63

Procedure [H⁺] → pH

Uiteraard moet je de berekening ook andersom kunnen maken: je weet de pH, en wilt

{\ce {[H^+]}}

uitrekenen. Met het antwoord van het vorige voorbeeld als gegeven pH wordt de procedure op je rekenmachine:

shift	^[3]	log		(-)		3		.		6		3		=
						de pH

Als het goed gegaan is staat er nu in je display het getal : 0.00023442..., wat in wetenschappelijke notatie 2.3442 10^-4 geeft. Afronden met twee cijfers achter de komma geeft dan: 2.34 10^-4.

Procedure pH → [H⁺]

Indicatoren

Zoals al gezegd zijn veel zure oplossingen veel te zuur of schadelijk om met je mond vast te stellen hoe zuur de oplossing is. Om dit probleem op te lossen wordt in de chemie gebruikt gemaakt van indicatoren. Een indicator is een zwak zuur dat met een H⁺-ion een andere kleur heeft dan zonder dat ion. Een in de keuken bekend voorbeeld is rode kool: in een zure omgeving is de kleur rood, in een minder zure omgeving is de kleur meer blauw-groen. Een andere, uit mos verkregen stof, is lakmoes. In een zure omgeving is de stof rood, in een basische omgeving blauw. Ook de bij titraties gebruikte fenolftaleïne en methylrood horen bij deze groep. De precieze concentratie zuur waarbij de stof van kleur veranderd is afhankelijk van de stof. Door een oplossing eerst met methylrood en dan met fenolftaleïne te testen kun je dan de conclusie trekken: methylrood geeft een gele kleur dus de pH is groter dan 5.4, maar fenolftaleïne blijft kleurloos, dus de pH is lager dan 8.5!

Indicator

Vorige pagina

Inhoudsopgave

Volgende pagina

↑ Structuurformules zijn nog niet aan de orde geweest, dus hier al ingaan op notaties als ${\ce {CH3COOH}}$ is niet zinvol.
↑ ^2,0 ^2,1 Sommige rekenmachines hebben deze toets niet. Vaak kun je hier dan het gewone minteken gebruiken.
↑ Op sommige rekenmachines heet deze toets "Inv" (voor "Inverse", "Omgekeerd") of "2nd" (voor "second", "tweede").

[1] Structuurformules zijn nog niet aan de orde geweest, dus hier al ingaan op notaties als ${\ce {CH3COOH}}$ is niet zinvol.

[minteken-2] 2,0 ^2,1 Sommige rekenmachines hebben deze toets niet. Vaak kun je hier dan het gewone minteken gebruiken.

[3] Op sommige rekenmachines heet deze toets "Inv" (voor "Inverse", "Omgekeerd") of "2nd" (voor "second", "tweede").

[1]

[2]

[3]