Suur

Die begrippe sterk en swak suur word beter verklaar in Arrhenius se teorie. 'n Suur is sterker as dit in staat is om 'n swakker suur uit sy soute vry te stel. Die ontdekking van die elektrisiteit en die elektrochemie het dit moontlik gemaak om die ione in oplossings beter te bestudeer. Dit het onthul dat daar by swak sure 'n termodinamiese ewewig bestaan tussen die neutrale suurmolekuul en die gelade ione wat deur dissosiasie uit hulle voortgebring word. 'n Swak suur is 'n stof wat as neutrale molekuul in oplossing gaan en slegs gedeeltelik in ione dissosieer. Asynsuur byvoorbeeld is 'n swak suur, wat gedeeltelik asetaatione en waterstofione produseer.

CH₃COOH → CH₃COO^- + H⁺

Hierdie reaksie is 'n ewewig wat beskryf kan word met 'n ewewigskonstante:

${\displaystyle K={\frac {[CH_{3}COO^{-}][H^{+}]}{[CH_{3}COOH]}}}$

Die waarde van K gee die sterkte van die suur aan. Ook die neutralisasie/dissosiasie van water is 'n ewewig:

${\displaystyle H_{2}O\rightleftarrows H^{+}+OH^{-}}$

Die waarde van die ewewigskonstante is klein:

${\displaystyle K_{w}=[H^{+}][OH^{-}]=10^{-14}}$

Dit wil sê dat in suiwer water die konsentrasies van die hidroksied- en waterstofione beide gelyk is aan 10^-7. Die suurgraad (pH) van suiwer water is daardeur pH= -¹⁰log[H⁺]= 7 by kamertemperatuur. Toevoeging van 'n suur sal die [H⁺] verhoog en daarmee die pH verlaag.

Vandag kan die pH van 'n oplossing maklik elektrochemies gemeet word.

Toevoeging van ammoniak aan soutsuur lewer ammoniumchloried

'n Belangrike verskil met die Lavoisier-teorie is dat stowwe soos swaeldioksied SO₂ en kooldioksied CO₂ nie as sure gesien word nie; pleks daarvan word hulle reaksieprodukte met water as die suur beskou. Hulle word swaweligsuur en koolsuur genoem (of ook: diwaterstofsulfiet en diwaterstofkarbonaat):

SO₂ + H₂O → H₂SO₃

CO₂ + H₂O → "H₂CO₃"

Hoewel baie soute van hierdie twee sure bekend is (die sulfiete en karbonate), het dit onmoontlik geblyk om koolsuur ("H₂CO₃") as suiwer stof te isoleer. Mens het dit 'n "hipotetiese suur" genoem. Ongelukkig moes navorsers meer en meer "hipotetiese" sure aanneem en dit het die besef laat posvat dat ook die Arrhenius-teorie nie heeltemaal korrek is nie. Basisse kan ook "hipoteties" wees, soos byvoorbeeld ammonia:

Volgens Arrhenius reageer ammoniakgas met water om 'n basis te vorm wat ammonia genoem word:

NH₃ + H₂O → "NH₄OH" → NH₄⁺ + OH^-

Ammonia "NH₄OH" is egter nooit aangetoon nie.

'n Andere nadeel van die Arrheniusteorie is dat dit heeltemaal afhanklik is van water as 'n oplosmiddel. Indien ammonia en soutsuur egter saamgevoeg word ontstaan 'n rook van salmiaksout (NH₄Cl), in die lug, d.w.s. sonder tussenkoms van water, uit gasvormige ammoniak NH₃ en gasvormige soutsuur HCl. (Sien beeld).

NH₃ + HCl → NH₄Cl

Dieselfde reaksie word in waterige oplossing as suur-basis-reaksie gesien. In die gasfase is hierdie reaksies beperkend en word dus nie so algemeen gesien nie.

Die kennis van ione en molekules het ook die aandag verskuif van suiwer stowwe na die molekule en ione waaruit hulle bestaan, of tewens na molekules en ione soos hulle in oplossing voorkom.

Die paar H₃O⁺ – H₂O word 'n gekonjugeerde suur-basis-paar genoem, omrede hulle met net een proton verskil.[9] Uit die waterewewig kan mens sien dat ook H₂O – OH^- 'n gekonjugeerde paar is. Een spesie (H₂O water) kan dus 'n suur en 'n basis wees.

Die "hipotetiese" basis "ammonia" verdwyn in die Brønsted-definisie. Ammoniak en water kan reageer as

NH₃ (basis) + H₂O (suur) → NH₄⁺ (suur) + OH^- (basis)

In die B-definisie is NH₄⁺/NH₃ 'n gekonjugeerde paar en die ammoniaioon NH₄⁺ word nou gesien as 'n (B-)suur.

Ongelukkig kan mens nie dieselfde sê oor die kooldioksiedmolekuul nie, wat geen waterstof bevat nie, en dus nie as 'n B-suur gesien kan word nie.

Die ammoniaioon word die gekonjugeerde suur van die basis NH₃ genoem. Amfoliete kan dikwels beide gekonjugeerde sure or gekonjugeerde basisse wees. 'n Goeie voorbeeld in fosforsuur:

${\displaystyle {H_{3}PO_{4}+3H_{2}O}\rightleftarrows {H_{2}PO_{4}^{-}+H_{3}O^{+}+2H_{2}O}\rightleftarrows {HPO_{4}^{2-}++2H_{3}O^{+}+H_{2}O}\rightleftarrows {PO_{4}^{3-}++3H_{3}O^{+}}}$

Die diwaterstoffosfaatioon H₂PO−4 is die gekonjugeerde basis van fosforsuur H₃PO₄ en die gekonjugeerde suur van die monowaterstoffosfaatioon HPO2−4

Die waterstoffosfaatioon HPO2−4 is die gekonjugeerde basis van die diwaterstoffosfaatioon H₂PO−4 en die gekonjugeerde suur van die fosfaatioon PO3−4

Die Lewis-suur-basis-reaksie tussen CO₂ en OH^-

'n Goeie voorbeeld van 'n andere L-suur-basis-reaksie is die reaksie tussen CO₂ en hidroksiedione. Omrede daar net twee elektrongebiede rond die sentrale koolstof in kooldioksied is, kan hierdie atoom 'n enkelpaar van die hidroksiedioon ontvang en saam die HCO₃^- bikarbonaatioon gaan vorm. Dat wil sê dat CO₂ een Lewis-suur is en hidroksied 'n basis. Dit elimineer die "hipotetiese" suur (koolsuur) as 'n onopgeloste probleem en gee 'n sekere eerherstel aan Lavoisier se teorie. Lavoisier en Lewis stem saam dat die waterstofvrye kooldioksied CO₂ 'n suur is, wat Arrhenius, Brønsted en Lowry ontken het.