Harde zuren, zachte zuren

Een van de meest raadselachtige dingen in de scheikunde vond ik altijd HF, waterstoffluoride. Waterstoffluoride is de eerste in de rij van waterstoffluoride, waterstofchloride (zoutzuur), waterstofbromide en waterstofjodide. En van de elementen fluor, chloor, broom, jodium is fluor het aggressiefst, het bijtendst, het meest verslaafd aan electronen. Vergeleken met fluor zijn Rambo en Mike Tyson maar halfzachte watjes die over zich heen laten lopen.

Zuren zijn zuur omdat het ene gedeelte heel erg electronen aanzuigt, en zó hard aan de electronen van een waterstofatoom zuigt dat het waterstofatoom z'n electronen kwijtraakt en als een eenzame waterstofkern, een proton, een ander thuis moet zoeken. Dat doet dat proton dan door zich bijvoorbeeld aan water te binden tot H3O+. Hoe sterker electronenzuigend de andere atomen zijn, des te zuurder de stof. Methaan heeft bijvoorbeeld een pKa van 50 (hoe hoger het getal, hoe minder gemakkelijk waterstof wordt afgestaan), methanol (CH3OH) waar dus één electronhongerig zuurstofatoom in zit een pKa van 16. Voeg je nog een zuurstofatoom toe (mierenzuur, HCOOH) dan wordt de pKa 3,7.

Van het rijtje HF, HCl, HBr en HI verwacht je dus dat HF het sterkste zuur is, omdat fluor veel aggressiever en electronegatiever is dan jodium.

Maar HF is juist het zwakste zuur van de rij. Hoe kan dat nou? Waarom schopt het fluoride-ion dat armzalige proton niet ver weg?

Dat komt omdat dat juist het fluoride niet goed lukt. En om dat te begrijpen heb je een diepere theorie over zuren en basen nodig dan op de middelbare school onderwezen wordt. De theorie van de harde en zachte zuren en basen.

Vergelijk een ion als fluoride met jodide. Fluoride is een klein ion, dat al zijn electronen dicht bij zijn kern heeft, net zoals een koukleumende bodybuilder die zijn winterjas zo sterk om zich heen trekt dat je die jas geen millimeter van zijn lichaam kunt trekken. In meer chemische termen: de electronen om het fluor-ion heen hebben relatief kleine banen, en kunnen nauwelijks opschuiven als ze in een electrisch veld komen. Als je tegen de electronen aan zou duwen, schuiven ze zogezegd geen millimeter op – fluoride is nauwelijks polariseerbaar.

Een jodide-ion daarentegen heeft een grote, losse electronenwolk, die nogal los om de atoomkern heenhangt. Je kunt die wolk duwen en trekken en in alle mogelijke richtingen vervormen. Jodide heet in de scheikunde dus goed polariseerbaar.

Nu kun je zowel positieve als negatieve ionen een “hardheid” toekennen op basis van hoe polariseerbaar ze zijn. Natrium+, Kalium+, IJzer3+ zijn hard. Ag+, Hg+ zijn zacht. H+ heeft geen electronen die kunnen verschuiven en is dus “oneindig hard”. Fluoride en OH- zijn hard. Jodide en bromide zijn zacht. En qua hardheid is bij ionen de regel: soort zoekt soort. Een hard positief ion wil dus veel liever bij een hard negatief ion zijn, het zijn twee kleine punt-ladinkjes. Het werkt net als twee magneten die tot elkaar worden aangetrokken. Zachte ionen voelen zich juist tot elkaar aangetrokken omdat ze elkaar zo goed kunnen polariseren; Als een Ag+ een I- tegenkomt schuift de I- zijn electronenwolk gemoedelijk wat op naar de kant van de Ag+, die zelf de electronen die het nog heeft wat opschuift naar de kant die van de jodide afgekeerd is (dus het wordt "-Ag+-I+"). Kortom: het zijn twee ionen die hun best doen elkaars leven gemakkelijk te maken.

Maar H+ is hard, en I- is zacht. HI (en ook HBr en HCl) zijn combinaties van een hard positief ion en een redelijk zacht negatief ion; de H+ gaat liever aan een “harde” stof zoals water zitten, vandaar dat HI, HBr en HCl zulke sterke zuren zijn. Maar F- is een harde base, en de H+ is daarvan moeilijk weg te slaan, net zoals twee sterke magneten erg moeilijk uit elkaar te trekken zijn.

Overigens verklaart deze theorie niet alleen waarom HF een zwak zuur is; het legt bijvoorbeeld ook uit waarom zilvernitraat (AgNO3) wèl oplost in water en zilverchloride (AgCl) niet. Zilver is een zacht ion, nitraat een hard ion – ze kunnen het niet goed met elkaar vinden. Zilver en chloride zijn daarentegen allebei redelijk zachte ionen, en blijven liever bij elkaar, net als zilverbromide en zilverjodide overigens. De uitzondering op het rijtje is – je raadde het misschien al – zilverfluoride! Fluoride is veel te hard voor zilver, en zilverfluoride lost dus goed op in water.

Sommige mensen (vooral ambtenaren en activisten) houden niet van uitzonderingen. En wetenschappers soms ook niet, als de uitzondering hun mooie algemene theorie overhoop haalt. Maar vaak zie je dat als je dieper gaat graven rond een uitzondering als waterstoffluoride, je ineens op een goudmijn van chemische kennis stuit en plotseling een groot deel van de scheikunde in een ander licht gaat zien! Voor mij was het een openbaring te leren over harde en zachte ionen en ineens veel meer van de scheikunde te gaan begrijpen. Voor jou is het hopelijk ook zo. Scheikunde is méér dan stoffen stampen - en als de begrippen 'harde' en 'zachte' ionen in je hersenen trekken zul je misschien zien dat scheikunde toch een stuk dieper en boeiender is dan veel mensen denken...