Zuren en basen

Factoren die de relatieve sterkte van zuren en basen bepalen

De polariteit van de XH-binding

Wanneer alle andere factoren constant worden gehouden, worden zuren sterker naarmate de XH-binding polairder wordt. De tweede-rij niet-metaalhydriden, bijvoorbeeld, worden zuurder naarmate het verschil tussen de elektronegativiteit van de X- en H-atomen toeneemt. HF is het sterkste van deze vier zuren, en CH4 is een van de zwakste Brnsted-zuren die we kennen.

Wanneer deze verbindingen als zuur werken, wordt een H-X binding verbroken waarbij H+ en X- ionen worden gevormd. Hoe polairder deze binding, des te gemakkelijker is het om deze ionen te vormen. Aldus, hoe polairder de band, hoe sterker het zuur.

Een 0.1 M HF-oplossing is matig zuur. Water is veel minder zuur, en de zuurgraad van ammoniak is zo klein dat de chemie van waterige oplossingen van deze verbinding wordt gedomineerd door zijn vermogen om op te treden als een base.

De grootte van het X-atoom

Op het eerste gezicht zouden we verwachten dat HF, HCl, HBr, en HI zwakkere zuren zouden worden naarmate we lager in deze kolom van de periodieke tabel komen, omdat de X-H-binding minder polair wordt.Experimenteel vinden we de tegenovergestelde trend. Deze zuren worden juist sterker naarmate we lager in de kolom komen.

Dit komt omdat de grootte van het X-atoom de zuurgraad van de X-H binding beïnvloedt. Zuren worden sterker naarmate de X-H-binding zwakker wordt, en de bindingen worden in het algemeen zwakker naarmate het atoom groter is, zoals uit de onderstaande figuur blijkt.

De Ka-gegevens voor HF, HCl, HBr, en HI weerspiegelen het feit dat de enthalpie van de X-H-binding-dissociatie (BDE) kleiner wordt naarmate het X-atoom groter wordt.

De lading van het zuur of de base

De lading van een molecuul of een ion kan van invloed zijn op zijn vermogen om als zuur of base te werken. Dit wordt duidelijk wanneer de pH van 0,1 M oplossingen van H3PO4 en de H2PO4-,HPO42-, en PO43-ionen worden vergeleken.

Compounds worden minder zuur en meer basisch naarmate de negatieve lading toeneemt.

Zuurgraad: H3PO4 > H2PO4-> HPO42-

Basiciteit: H2PO4-< HPO42- < PO43-

De oxidatietoestand van het centrale atoom

Er is geen verschil in polariteit, grootte of lading wanneer we zuurstofzuren van hetzelfde element vergelijken, zoals H2SO4 en H2SO3 of HNO3 en HNO2, maar er is wel een significant verschil in de sterkte van deze zuren. Beschouw bijvoorbeeld de volgende Ka-gegevens.

De zuurgraad van deze oxyzuren neemt sterk toe naarmate de oxidatietoestand van het centrale atoom groter wordt. H2SO4 is een veel sterker zuur dan H2SO3, en HNO3 is een veel sterker zuur dan HNO2. Deze tendens is het gemakkelijkst waar te nemen bij de vier zuurstofzuren van chloor.

Deze factor van 1011 verschil in de waarde van Kaf voor onderchlorig zuur (HOCl) en perchloorzuur (HOClO3) kan worden teruggevoerd op het feit dat er slechts één waarde is voor de elektronegativiteit van een element, maar de neiging van een atoom om elektronen naar zich toe te trekken toeneemt naarmate het oxidatiegetal van het atoom stijgt.

Als het oxidatiegetal van het chlooratoom toeneemt, wordt het atoom elektronegatiever. Dit heeft de neiging elektronen weg te trekken van de zuurstofatomen die het chloor omgeven, waardoor de zuurstofatomen ook elektronegatiever worden, zoals te zien is in de onderstaande figuur. Het gevolg is dat de O-H binding polairder wordt, en de verbinding zuurder.

De relatieve sterkten van Brnsted-basen kunnen worden voorspeld uit de relatieve sterkten van hun geconjugeerde zuren in combinatie met de algemene regel dat de sterkste van een pairof zuren altijd de zwakkere geconjugeerde base heeft.