Zuren en basen zitten overal: in je maag, in frisdrank, in schoonmaakmiddelen, in de bodem en in je bloed. In de scheikunde vormen ze een vaste reactiesoort naast bijvoorbeeld redoxreacties; het overzicht staat in reactietypen. Hieronder lees je wat zuren en basen zijn, hoe je de pH berekent, het verschil tussen sterk en zwak, welke indicator je kiest en hoe een neutralisatie werkt.
Zuren en basen volgens Brønsted
De definitie die op school gebruikt wordt, is die van Brønsted en Lowry (1923):
- Een zuur is een H⁺-donor: het staat een proton (H⁺) af.
- Een base is een H⁺-acceptor: het neemt een proton op.
Een zuur doet niets zonder base. Als je waterstofchloride in water oplost, is water de base:
- HCl
- zuur: staat H⁺ af
- H₂O
- base: neemt H⁺ op
- H₃O⁺
- oxoniumion, het deeltje dat een oplossing zuur maakt
- Cl⁻
- chloride-ion, de geconjugeerde base van HCl
Een zuur en de base die ontstaat als het een H⁺ kwijt is, vormen samen een zuur-basepaar (in Vlaanderen: zuur-basekoppel), zoals HCl/Cl⁻, CH₃COOH/CH₃COO⁻ en NH₄⁺/NH₃. Water kan zowel zuur als base zijn; zo’n deeltje heet een amfolyt. Met ammoniak gedraagt water zich als zuur: NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻.
Oudere definities zijn die van Svante Arrhenius (1884): een zuur levert H⁺ in water, een base levert OH⁻. Die werkt niet voor ammoniak, dat zelf geen OH⁻ bevat. De nog bredere definitie van Lewis (een base staat een elektronenpaar af) kom je in het hoger onderwijs tegen.
De pH-schaal
De pH is een maat voor de concentratie oxoniumionen in een oplossing:
- [H₃O⁺]
- concentratie oxoniumionen, in mol/L
- [OH⁻]
- concentratie hydroxide-ionen, in mol/L
- omgekeerd
- [H₃O⁺] = 10−pH
Zelfs zuiver water bevat een beetje H₃O⁺ en OH⁻, doordat watermoleculen onderling een H⁺ doorgeven: 2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻. Bij 25 °C zijn beide concentraties 1,0 · 10⁻⁷ mol/L, dus pH = 7,00. Omdat de schaal logaritmisch is, bevat een oplossing met pH 3 tien keer zoveel H₃O⁺ als een met pH 4, en duizend keer zoveel als een met pH 6.
| Stof | pH | Karakter |
|---|---|---|
| Maagsap | 1–2 | sterk zuur (zoutzuur) |
| Citroensap | ongeveer 2 | zuur (citroenzuur) |
| Cola | ongeveer 2,5 | zuur (fosforzuur, koolzuur) |
| Azijn | 2,5–3 | zuur (azijnzuur) |
| Koffie | ongeveer 5 | zwak zuur |
| Schoon regenwater | ongeveer 5,6 | licht zuur door opgelost CO₂ |
| Zuiver water | 7 | neutraal |
| Bloed | 7,35–7,45 | licht basisch |
| Zeewater | ongeveer 8,1 | licht basisch |
| Zeepoplossing | 9–10 | basisch |
| Huishoudammonia | 11–12 | basisch (ammoniak) |
| Gootsteenontstopper | 13–14 | sterk basisch (natronloog) |
Sterke en zwakke zuren en basen
‘Sterk’ betekent niet ‘geconcentreerd’. Het gaat erom of alle zuurmoleculen hun H⁺ afstaan.
- Een sterk zuur reageert volledig met water (aflopende pijl →). In zoutzuur zit geen HCl meer, alleen H₃O⁺ en Cl⁻. Sterke zuren: zoutzuur (HCl), salpeterzuur (HNO₃), zwavelzuur (H₂SO₄, eerste H⁺), waterstofbromide en -jodide.
- Een zwak zuur reageert maar gedeeltelijk; er stelt zich een evenwicht in (⇌). Van azijnzuur in een 0,1 M oplossing staat ruwweg 1% van de moleculen een H⁺ af. Zwakke zuren: azijnzuur en andere carbonzuren (zie functionele groepen), koolzuur, fosforzuur, waterstoffluoride en het ammoniumion.
- Sterke basen: het hydroxide-ion OH⁻ (in natronloog en kaliloog) en het oxide-ion O²⁻. Zwakke basen: ammoniak (NH₃), het acetaation (CH₃COO⁻), het carbonaation (CO₃²⁻) en het waterstofcarbonaation (HCO₃⁻).
De sterkte van een zwak zuur staat in de zuurconstante Kz (ook Ka). Voor azijnzuur is Kz = 1,8 · 10⁻⁵ bij 25 °C. Hoe kleiner Kz, hoe zwakker het zuur.
pH berekenen: uitgewerkte voorbeelden
Voorbeeld 1 — sterk zuur. Bereken de pH van 0,010 M zoutzuur. HCl reageert volledig, dus [H₃O⁺] = 0,010 mol/L. pH = −log 0,010 = 2,00. Let op de significantie: het aantal decimalen van de pH is gelijk aan het aantal significante cijfers van de concentratie (0,010 heeft er twee).
Voorbeeld 2 — sterke base. Bereken de pH van 0,050 M natronloog. [OH⁻] = 0,050 mol/L. pOH = −log 0,050 = 1,30. pH = 14,00 − 1,30 = 12,70.
Voorbeeld 3 — van pH naar concentratie. Een oplossing heeft pH 3,40. [H₃O⁺] = 10⁻³·⁴⁰ = 4,0 · 10⁻⁴ mol/L.
Voorbeeld 4 — verdunnen. Je verdunt 10 mL zoutzuur met pH 2,00 tot 100 mL. De concentratie wordt tien keer kleiner, dus de pH stijgt met 1 tot 3,00. Verdunnen brengt de pH dichter bij 7, maar een zuur wordt door verdunnen nooit basisch.
Voorbeeld 5 — zwak zuur (vwo). Bereken de pH van 0,10 M azijnzuur. Stel [H₃O⁺] = [CH₃COO⁻] = x. Dan Kz = x² / (0,10 − x) ≈ x² / 0,10 = 1,8 · 10⁻⁵, zodat x = √(1,8 · 10⁻⁶) = 1,3 · 10⁻³ mol/L en pH = 2,87. Ter vergelijking: 0,10 M zoutzuur heeft pH 1,00.
Indicatoren
Een zuur-base-indicator is een kleurstof die zelf een zwak zuur is, waarbij het zuur en de geconjugeerde base een andere kleur hebben. Rond een bepaalde pH, het omslagtraject, verandert de kleur.
| Indicator | Omslagtraject (pH) | Kleur zuur → basisch |
|---|---|---|
| Methyloranje | 3,1 – 4,4 | rood → geel |
| Methylrood | 4,4 – 6,2 | rood → geel |
| Lakmoes | ongeveer 5 – 8 | rood → blauw |
| Broomthymolblauw | 6,0 – 7,6 | geel → blauw |
| Fenolftaleïne | 8,2 – 10,0 | kleurloos → roze/paars |
Universeel indicatorpapier bevat een mengsel en geeft een kleurenreeks over de hele schaal. Ook rodekoolsap is een indicator: het kleurt rood in zuur, paars rond neutraal en blauwgroen tot geel in base. Bij een titratie kies je een indicator waarvan het omslagtraject rond de pH van het equivalentiepunt ligt.
Neutralisatie en titratie
Bij een neutralisatie reageert een zuur met een base. Voor een sterk zuur en een sterke base is de eigenlijke reactie altijd dezelfde:
Natrium- en chloride-ionen doen niet mee; ze blijven als opgelost zout (NaCl) achter. Daarom hoor je vaak: zuur + base → zout + water. Andere voorbeelden:
- Maagzuurremmer: een tablet met calciumcarbonaat of magnesiumhydroxide neutraliseert overtollig maagzuur (zie spijsverteringsstelsel).
- Ontkalken: kalk (CaCO₃) lost op in azijn of citroenzuur, en er ontsnapt CO₂: CaCO₃ + 2 H₃O⁺ → Ca²⁺ + CO₂ + 3 H₂O.
- Bekalken: boeren strooien kalk om een te zure bodem te neutraliseren.
- Bufferen in je bloed: het paar H₂CO₃/HCO₃⁻ vangt extra zuur of base op, zodat de pH tussen 7,35 en 7,45 blijft.
Bij een titratie bepaal je een onbekende concentratie door precies genoeg base (of zuur) toe te voegen. Voorbeeld: 20,0 mL zoutzuur wordt geneutraliseerd door 25,0 mL 0,100 M natronloog. n(OH⁻) = 0,0250 L × 0,100 mol/L = 2,50 · 10⁻³ mol. Omdat H₃O⁺ en OH⁻ in de verhouding 1 : 1 reageren, is n(H₃O⁺) ook 2,50 · 10⁻³ mol. [HCl] = 2,50 · 10⁻³ / 0,0200 = 0,125 mol/L. Het rekenen met hoeveelheden stof staat in rekenen met de mol.
Veelgestelde vragen
Wat is het verschil tussen een zuur en een base?
Volgens Brønsted is een zuur een deeltje dat een H⁺-ion afstaat en een base een deeltje dat een H⁺-ion opneemt. Een zure oplossing heeft een pH onder 7, een basische oplossing een pH boven 7 (bij 25 °C).
Hoe bereken je de pH?
Met pH = −log [H₃O⁺], de concentratie oxoniumionen in mol/L. Bij een base bereken je eerst pOH = −log [OH⁻] en daarna pH = 14,00 − pOH. Voorbeeld: 0,010 M zoutzuur heeft pH 2,00.
Wat is het verschil tussen een sterk en een zwak zuur?
Een sterk zuur staat in water al zijn H⁺-ionen af, zoals zoutzuur. Een zwak zuur doet dat maar gedeeltelijk en vormt een evenwicht, zoals azijnzuur. Sterkte zegt niets over de concentratie.
Wat gebeurt er bij een neutralisatie?
Een zuur reageert met een base. Bij een sterk zuur en een sterke base is de reactie H₃O⁺ + OH⁻ → 2 H₂O. De overige ionen blijven als opgelost zout achter, daarom zegt men: zuur + base → zout + water.
Welke indicator gebruik je voor welke pH?
Methyloranje slaat om tussen pH 3,1 en 4,4 (rood naar geel), broomthymolblauw tussen 6,0 en 7,6 (geel naar blauw) en fenolftaleïne tussen 8,2 en 10,0 (kleurloos naar roze). Kies een indicator die omslaat rond de pH die je wilt aantonen.
Waarom is de pH-schaal logaritmisch?
Omdat de concentratie H₃O⁺ in oplossingen over vele machten van tien varieert, van ongeveer 1 mol/L tot 10⁻¹⁴ mol/L. Elke pH-eenheid staat voor een factor tien: pH 3 is tien keer zo zuur als pH 4.