Zuren en basen zijn twee chemische groepen die aan elkaar verwant zijn. Het zijn twee stoffen van groot belang en aanwezig in het dagelijks leven.
Zuren en basen worden bestudeerd door de anorganische chemie, de tak die verbindingen bestudeert die niet door koolstof worden gevormd.
Zuren en basen concepten
Het concept van Arrhenius
Een van de eerste concepten van zuren en basen die aan het eind van de 19e eeuw werd ontwikkeld door Svante Arrhenius, een Zweedse chemicus.
Volgens Arrhenius zijn zuren stoffen die in waterige oplossing lijden ionisatie, waarbij alleen H+ als kationen vrijkomt.
HCl (aq) → H+ (aq) + Cl- (hier)
Ondertussen zijn basen stoffen die eronder lijden ionische dissociatie, waardoor als het enige type anion de OH- (hydroxyl) -ionen vrijkomen.
NaOH (aq) → Na+ (aq)+OH- (hier)
Het concept van Arrhenius voor zuren en basen was echter beperkt tot water.
Lees ook over: Arrhenius-theorie en Neutralisatie-reactie.
Het Bronsted-Lowry-concept
Het Bronsted-Lowry-concept is breder dan dat van Arrhenius en werd in 1923 geïntroduceerd.
Volgens deze nieuwe definitie zijn zuren stoffen die een proton H. kunnen afstaan+ naar andere stoffen. En basen zijn stoffen die een H-proton kunnen opnemen+ van andere stoffen.
Dat is de zuur is een protondonor en de base is een protonreceptor.
Het kenmerkt een sterk zuur als een die volledig ioniseert in water, dat wil zeggen, H-ionen afgeeft+.
De stof kan echter amfiprotisch zijn, dat wil zeggen in staat zijn zich te gedragen als een zuur of Bronsted-basis. Kijk naar het voorbeeld van water (H2O), een amfiprotische stof:
HNO3(aq) + H2O(l) → NEE3- (aq) + H3O+(aq) = Bronsted-basis, accepteerde het proton
NH3(aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq) = Bronsted Acid, schonk het proton
Verder gedragen stoffen zich als geconjugeerde paren. Alle reacties tussen een zuur en a baseren van Bronsted hebben betrekking op de overdracht van een proton en hebben twee geconjugeerde zuur-baseparen. Zie het voorbeeld:
HCO3- en co32-; H2O en H3O+ zijn geconjugeerde zuur-baseparen.
Leer meer over:
- Anorganische functies
- Zuur-base indicatoren
- Titratie
Zuur nomenclatuur
Om de nomenclatuur te definiëren, worden zuren verdeeld in twee groepen:
- Hidraciden: zuren zonder zuurstof;
- Oxyzuren: zuren met zuurstof.
Hidraciden
De nomenclatuur komt als volgt voor:
zuur + naam element + waterstof
Voorbeelden:
HCl = zoutzuur
HI = waterstofjodide
HF = fluorwaterstofzuur
oxyzuren
De nomenclatuur van oxyzuren volgt de volgende regels:
U standaard zuren van elke familie (families 14, 15, 16 en 17 van het periodiek systeem) volgen de algemene regel:
zuur + naam element + ic
Voorbeelden:
HClO3 = chloorzuur
H2ENKEL EN ALLEEN4 = zwavelzuur
H2CO3: koolzuur
Voor de andere zuren die zich met hetzelfde kernelement vormen, noemen we ze op basis van de hoeveelheid zuurstof, volgens de volgende regel:
| Hoeveelheid zuurstof, in verhouding tot standaard zuur | Nomenclatuur |
|---|---|
| + 1 zuurstof | Zuur + per + elementnaam + ico |
| - 1 zuurstof | Zuur + naam element + bot |
| - 2 zuurstof | Zuur + hypo + naam element + bot |
Voorbeelden:
HClO4 (4 zuurstofatomen, één meer dan standaardzuur): perchloorzuur;
HClO2 (2 zuurstofatomen, één minder dan standaardzuur): chloorzuur;
HClO (1 zuurstofatoom, twee minder dan standaardzuur): hypochloorzuur.
Mogelijk bent u ook geïnteresseerd in: zwavelzuur
Basis nomenclatuur
Voor de basisnomenclatuur wordt de algemene regel gevolgd:
Hydroxide + kationnaam
Voorbeeld:
NaOH = Natriumhydroxide
Wanneer hetzelfde element echter kationen met verschillende ladingen vormt, wordt het nummer van de lading van het ion toegevoegd aan het einde van de naam, in Romeinse cijfers.
Of u kunt het achtervoegsel -oso toevoegen aan het minst geladen ion en het achtervoegsel -ico aan het meest geladen ion.
Voorbeeld:
Ijzer
Geloof2+ = Fe(OH)2 = IJzer II-hydroxide of ferrohydroxide;
Geloof3+ = Fe(OH)3 = IJzer III-hydroxide of ijzerhydroxide.
Zorg ervoor dat u de toelatingsexamenvragen over het onderwerp, met een becommentarieerde resolutie, in: Oefeningen over anorganische functies.
