Sure & Basisse

Arrhenius-teorie (1884)

Svante Arrhenius het die eerste moderne definisies van sure en basisse voorgestel, gebaseer op hul gedrag in water.

• Arrhenius-suur: 'n stof wat H⁺ (of H₃O⁺) ione produseer wanneer dit in water opgelos word.
• Arrhenius-basis: 'n stof wat OH⁻ ione produseer wanneer dit in water opgelos word.

Beperking: Die Arrhenius-model is slegs van toepassing op waterige (water-) oplossings. Dit kan nie verduidelik waarom NH₃ — wat geen OH⁻ bevat nie — as 'n basis optree nie, aangesien dit nie direk OH⁻ vrystel wanneer dit oplos nie.

Brønsted-Lowry-teorie (1923)

Johannes Brønsted en Thomas Lowry het onafhanklik 'n breër, meer algemene teorie voorgestel:

• Brønsted-Lowry-suur: 'n protonskenker (H⁺) — enige spesie wat 'n proton kan afgee.
• Brønsted-Lowry-basis: 'n protonontvanger (H⁺) — enige spesie wat 'n proton kan ontvang.

Hierdie model vereis nie water nie. Dit verduidelik NH₃ as 'n basis omdat NH₃ 'n proton (H⁺) van water ontvang, wat NH₄⁺ vorm en OH⁻ agterlaat:

Gekonjugeerde Suur-Basis-Pare

Wanneer 'n suur H⁺ afgee, is die spesie wat oorbly sy gekonjugeerde basis — dit verskil van die suur met presies een proton (H⁺). Elke suur-basis-reaksie behels twee gekonjugeerde pare gelyktydig.

• HA gee H⁺ aan H₂O af → HA is die suur; A⁻ is sy gekonjugeerde basis (het een H⁺ verloor)
• H₂O ontvang H⁺ van HA → H₂O is die basis; H₃O⁺ is sy gekonjugeerde suur (het een H⁺ gewen)

Amfotere Stowwe

'n Amfotere stof kan óf as 'n suur óf as 'n basis optree, afhangende van waarmee dit reageer.

• H₂O: ontvang H⁺ van sterk sure (tree op as 'n basis); gee H⁺ af aan sterk basisse (tree op as 'n suur).
• HCO₃⁻: tree op as 'n suur (gee H⁺ af om CO₃²⁻ te vorm) of as 'n basis (ontvang H⁺ om H₂CO₃ te vorm).
• HSO₄⁻: eweneens amfoteer — kan 'n proton afgee of ontvang.

Sterk teenoor Swak Sure en Basisse

Die sterkte van 'n suur of basis verwys na die mate van ionisasie in water — nie die konsentrasie nie.

• Sterk suur: feitlik volledige ionisasie in water (→). [H₃O⁺] is gelyk aan die aanvanklike suurkonsentrasie.
  Sterk sure: HCl, HNO₃, H₂SO₄ (eerste ionisasie), HBr, HI, HClO₄
• Swak suur: gedeeltelike, omkeerbare ionisasie (⇌); 'n ewewig word gevestig.
  Ka = [H₃O⁺][A⁻] / [HA] — hoe groter Ka, hoe sterker die swak suur.
  Voorbeelde: CH₃COOH (Ka = 1,8 × 10⁻⁵); HF (Ka = 6,8 × 10⁻⁴); H₂CO₃ (Ka₁ = 4,3 × 10⁻⁷)
• Sterk basis: volledige dissosiasie in water. NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂
• Swak basis: gedeeltelike reaksie met water; ewewig word gevestig.
  NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻; beskryf deur Kb (basis-dissosiasiekonstante)

Die pH-skaal

pH is 'n logaritmiese maatstaf van die waterstofioonkonsentrasie in 'n oplossing by 25°C:

• pH < 7 → suur oplossing
• pH = 7 → neutrale oplossing (by 25°C)
• pH > 7 → basiese/alkaliese oplossing

Die ioonproduk van water: Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴ by 25°C. Dit beteken pH + pOH = 14 geld altyd by 25°C.

pH-berekeninge:

• Sterk suur: [H₃O⁺] = c(suur) (volledig geïoniseer); pH = −log(c)
  Voorbeeld: 0,01 mol·L⁻¹ HCl → pH = −log(0,01) = 2,0
• Sterk basis: [OH⁻] = c(basis); pOH = −log(c); pH = 14 − pOH
  Voorbeeld: 0,01 mol·L⁻¹ NaOH → pOH = 2,0 → pH = 12,0
• Benadering vir swak suur: [H₃O⁺] ≈ √(Ka × c) wanneer Ka << c
  Voorbeeld: 0,10 mol·L⁻¹ CH₃COOH, Ka = 1,8 × 10⁻⁵
  [H⁺] = √(1,8 × 10⁻⁵ × 0,10) = √(1,8 × 10⁻⁶) = 1,34 × 10⁻³ mol·L⁻¹ → pH = 2,87

Neutralisasie

Wanneer 'n suur en 'n basis reageer, vorm hulle 'n sout en water in 'n eksotermiese reaksie:

• HCl + NaOH → NaCl + H₂O
• H₂SO₄ + 2KOH → K₂SO₄ + 2H₂O

Die reaksie is eksotermies — hitte word aan die omgewing vrygestel.

Hidrolise van Soute

Die pH van 'n soutoplossing hang af van die relatiewe sterktes van die suur en basis waaruit dit gevorm is:

Verduideliking: CH₃COONa — die asetaatioon (CH₃COO⁻) is die gekonjugeerde basis van 'n swak suur; dit ontvang H⁺ van water, wat OH⁻ produseer → basiese oplossing. NH₄Cl — die ammoniumioon (NH₄⁺) is die gekonjugeerde suur van 'n swak basis; dit gee H⁺ aan water af, wat H₃O⁺ produseer → suur oplossing.

Suur-Basis-Indikators

Indikators is swak sure (HIn) waarvan die geïoniseerde vorm (In⁻) 'n ander kleur het as die ongeïoniseerde vorm:

• In 'n suur oplossing: die ewewig verskuif na links → kleur 1 oorheers
• In 'n basiese oplossing: die ewewig verskuif na regs → kleur 2 oorheers
• Die kleurveranderingsbereik is ongeveer pKa ± 1