Eigenschappen die de sterkte van zuren bepalen
De heetste nieuwe trends voor zuren
Tot nu toe hebben we een paar definities van een zuur gezien, met als populairste de Brønsted-Lowry definitie, die ons vertelt dat een zuur protonen overdraagt. We hebben ook gekeken naar voorbeelden van sterke zuren en zwakke zuren en hoe hun evenwichten in water uitspelen. Tot dit gedeelte konden we de relatieve sterkte van een zuur bepalen door de zuur-dissociatieconstante te kennen: hoe groter de zuur-dissociatieconstante, hoe sterker het zuur.
Om het echt en eerlijk te houden, is het waarschijnlijk het beste om een aantal zuren (en basen) te onthouden die we al hebben besproken en of ze sterk of zwak zijn. Als je er een paar vergeet, zullen we het in dit deel hebben over de eigenschappen die de sterkte van een zuur bepalen – het zou je kunnen helpen als je jezelf in een lastig parket bevindt.
Het Periodiek Systeem is eigenlijk een scheikunde schatkaart. Er is misschien geen pot met goud in verborgen, maar het kan je helpen voor je volgende proef te slagen. We zullen er in deze gids naar verwijzen om de sterkte van zuren te voorspellen.
Twee grote voorspellers van zuursterkte zijn de H-A bindingssterkte en de H-A bindingspolariteit. Beide eigenschappen kunnen in kaart worden gebracht op het Periodiek Systeem en volgen bepaalde trends.
Bindingsterkte en zuren
Laten we eens kijken naar de sterkte van de halogeen (groep 7) bevattende zuren HF, HCl, HBr, en HI.
De bindingssterkte van een zuur hangt in het algemeen af van de grootte van het “A”-atoom: hoe kleiner het “A”-atoom, hoe sterker de H-A-binding. Naar beneden in de rij van het Periodiek Systeem (zie onderstaande figuur) worden de atomen groter en dus de sterkte van de bindingen zwakker, wat betekent dat de zuren sterker worden. Voor de halogeenhoudende zuren hierboven heeft HF de sterkste binding en is het het zwakste zuur. De sterke binding tussen de meer even grote ‘H’ en ‘F’ atomen wil niet breken en laat de ‘H’ niet overgaan.
HI, daarentegen, is een zeer sterk zuur. Het grote ‘I’-atoom overmeestert het hulpeloze kleine ‘H’ en de H-I-binding is zeer zwak. Daarom is HI een geweldige protontransporteur en een geweldig zuur (Ka ~ 109 M).
Bondspolariteit en zuren
Wanneer zuren worden vergeleken die ‘A’-atomen in dezelfde rij hebben, zijn verschillen in bindingspolariteit belangrijker bij het bepalen van de zuursterkte. Dat komt omdat de verschillen in bindingssterkte veel kleiner zijn tussen atomen die dicht bij elkaar in dezelfde rij liggen.
Bondspolariteit wordt grotendeels bepaald door het verschil in elektronegativiteit tussen de twee atomen die bij de binding betrokken zijn. Elektronegativiteit is in feite hoezeer een atoom elektronen wil hebben. Zie elektronegativiteit als een maat voor de elektronendruk van een atoom. Ja, we hebben het over de jongensband soort verliefdheid. Bij bindingen waarbij een atoom een enorme elektronenliefde koestert en een atoom dat die elektronenliefde niet voelt, is de binding meestal erg polair. De elektronen wederkerig de verliefdheid en gaan voor het atoom dat hen het meest leuk vindt. Is dat niet leuk?
De binding van fluorwaterstofzuur (HF) is polair omdat F echt van elektronen houdt. Laten we dit eens vergelijken met CH4. Koolstof zit in dezelfde rij als fluor (zie de figuur hierboven), maar HF is een veel sterker zuur dan CH4. De C-H bindingen zijn niet polair vergeleken met de H-F binding. CH4 is een echt zwak zuur.
Er is nog een klasse van zuren die ook voorspelbare sterktes hebben op basis van het Periodiek Systeem: de oxozuren. Zij hebben de algemene formule, HnYOm.
Een aantal voorbeelden uit de praktijk zijn H2CO3, H2PO4, en HNO3. Deze zuren bevatten een O-H-binding die uiteenvalt in een hydroniumion en een geconjugeerde base:
(Opmerking: als we in dit gedeelte “Y-atoom” zeggen, bedoelen we niet yttrium. We gebruiken de Y als een plaatsaanduiding voor een element).
Hoe sterker een zuur is, hoe meer de rechterkant van het evenwicht wordt bevoordeeld. Hoe meer het Y-atoom in staat is het Y-O-negatief geladen product aan de rechterkant van het evenwicht te stabiliseren, hoe sterker het zuur zal zijn.
Als Y een grote elektronendruk heeft (zeer elektronegatief is) zal het graag aan de rechterkant van het evenwicht staan. Dat komt omdat er meer elektronen zijn op het molecuul aan de rechterkant van het evenwicht. Ook al krijgt Y de elektronen niet helemaal voor zichzelf, het krijgt toch enige voldoening van de wetenschap dat het naburige zuurstofatoom ervan geniet. Is dat niet leuk?
Over het geheel genomen geldt: hoe elektronegatiever het Y-atoom is, hoe beter het het Y-O-product kan stabiliseren en hoe sterker het zuur zal zijn. De reeks hypohaloge zuren laat goed zien hoe de zuursterkte toeneemt naarmate de elektronegativiteit van het Y-atoom (in dit geval een halogeenatoom) toeneemt.
Telkens wanneer de O-H binding wordt verzwakt, wordt het zuur sterker. In bovenstaand voorbeeld wordt de O-H-binding verzwakt door de elektronegativiteit van het Y-atoom te verhogen. Zie het Y-atoom als een elektronenstofzuiger die de elektronen uit de O-H-binding zuigt, zodat ze niet langer worden gedeeld met het proton en terechtkomen op het geconjugeerde base-molecuul. Hoe sterker het vacuüm dat de elektronen uit de binding trekt, hoe sterker het zuur zal zijn.
Hetzelfde principe geldt voor zuren die hetzelfde Y-atoom bevatten, maar verschillende aantallen zuurstofatomen. Zuurstofatomen zijn ook als elektronenstofzuigers. Zij verzwakken de O-H binding door het centrale Y-atoom en stabiliseren het negatief geladen product. Dientengevolge, hoe meer zuurstofatomen aan het centrale Y-atoom zijn gehecht, hoe sterker het HnYOm zuur.
De reeks oxozuren van chloor illustreert wat we bedoelen:
Een toename van het aantal zuurstofatomen dat aan het centrale atoom is gehecht, verhoogt ook het oxidatiegetal van het centrale atoom. Hoge oxidatiegetallen van het centrale atoom vertegenwoordigen een positieve lading op dat atoom.
Aangezien tegengestelde ladingen elkaar aantrekken, zou een zeer positief centraal atoom meer worden aangetrokken door de negatieve lading van het elektronenpaar op het naburige zuurstofatoom. Opdat het naburige zuurstof het begeerde elektronenpaar krijgt, draagt het een proton over en werkt als een zuur.
Hoewel de bovenstaande trends en voorbeelden nuttig zijn, zul je onvermijdelijk buitenaardse moleculen tegenkomen. Doet ons denken aan een oude film van Spielberg. Wanneer we de zuurtegraad moeten vergelijken van moleculen die we nog niet eerder hebben gezien, probeer dan te bepalen hoeveel elektronenstofzuigers (als die er zijn) er op het molecuul zitten. Deze “stofzuigers” zijn meestal de atomen met een hoge elektronegativiteit, zoals zuurstof. Deze atomen stabiliseren het eenzame elektronenpaar dat gewoonlijk ontstaat wanneer een zuur een proton overdraagt. Hoe beter het molecuul in staat is de extra elektronen te stabiliseren, hoe sterker het zal zijn als een zuur.