Zuurbasechemie

Zuur-basechemie bestudeert de interacties tussen zuren en basen en de daarmee verbonden protonoverdracht en chemische evenwichten. Verschillende definities worden toegepast: Arrhenius ziet zuren als stoffen die in water H+ afgeven en basen als stoffen die OH- leveren; Bronsted-Lowry beschouwt zuren als protondonoren en basen als protonacceptors; Lewis definieert zuur-basereacties als elektronparenoverdracht. De definities vullen elkaar aan en de toepasselijkheid hangt af van het oplosmiddel en de reactieomstandigheden.

Voor waterige oplossingen is het evenwicht tussen H3O+ en OH- van belang. Water autoprotolyse: 2 H2O ⇌ H3O+ + OH-. pH geeft de zuurgraad weer en is gedefinieerd als pH = -log[H3O+], pOH = -log[OH-]. Bij 25 °C is Kw ≈ 1,0×10^-14, waardoor pH + pOH ≈ 14. Sterke zuren zoals HCl dissociëren bijna volledig; zwakke zuren zoals azijnzuur dissociëren gedeeltelijk. Sterke basen zoals NaOH leveren OH-; zwakke basen zoals ammoniak reageren minder volledig. Conjugaatparen zoals H3O+/H2O en NH4+/NH3 sturen de samenstelling van het systeem.

Buffers bestaan uit een zwak zuur en zijn geconjugeerde base, dan wel een zwakke base en zijn geconjugeerd zuur, en kunnen pH-veranderingen afremmen. De Henderson-Hasselbalch-vergelijking geeft het pH van een buffer weer: pH = pKa + log([A-]/[HA]). Bij titratie van zuren met basen verandert de pH geleidelijk tot het equivalentiepunt; indicatoren signaleren het eindpunt.

Zuur-basechemie hangt ook af van het oplosmiddel; in niet-waterige solventen hebben zuren en basen andere sterktes. De principes zijn fundamenteel in biologie, milieu en industrie: buffers handhaven pH in cellen en bloed; zure regen en bodembuffering beïnvloeden beschikbaarheid van voedingsstoffen; en in de chemische industrie worden zuur-base-equilibria toegepast bij zuivering, synthese en elektrochemische processen.