Zuur (scheikunde)

Waterstofchloridezuur, gemeten met
pH-indicatorpapier.

Een zuur is in de scheikunde een stof die protonen (H⁺-ionen) af kan staan. Wat er overblijft is de negatieve zuurrest. Zuren zijn de tegenhangers van de basen. Een waterige oplossing wordt zuur genoemd wanneer de pH lager is dan 7.

De menselijke smaak kan veel zure stoffen herkennen. Citroenzuur en azijnzuur zijn bekende voorbeelden van stoffen die een zure smaak geven. In hoge concentraties kunnen zuren schadelijk zijn, met name als de pH lager is dan 1.

Onedele metalen als ijzer, zink en magnesium lossen op in zuren als geconcentreerd zoutzuur onder vrijkomen van waterstofgas.

In geconcentreerd zwavelzuur, salpeterzuur of koningswater lossen ook edelere metalen op, maar dit is alleen mogelijk omdat deze stoffen niet alleen sterke zuren maar ook sterke oxidatoren zijn en heeft daarmee niet zo veel met hun zure karakter te maken.

Historische ontwikkeling

Het begrip zuur heeft een aanzienlijke ontwikkeling ondergaan in de geschiedenis van de scheikunde. Er zijn vier stadia te onderscheiden.

1. De 'oerdefinitie' ging uit van de gedachte dat zuurstof nodig was om een zuur te vormen en zag een zuur als een zuur oxide opgelost in water.
2. De definitie van een zuur als een stof die in water waterstofionen afsplitst is afkomstig van Arrhenius.
3. Later werd Arrhenius' definitie verfijnd en algemener gemaakt tot een protondonor -ook in andere omstandigheden dan waterige oplossingen- door Brønsted en Lowry.
4. Gilbert Lewis heeft daarna een nog ruimere definitie van een zuur geformuleerd, die ook stoffen omvat die geen waterstof bevatten: een Lewiszuur is een acceptor van een elektronenpaar.

De zuurstoftheorie

Men was zich al in de 17e eeuw bewust dat er een tegenstelling tussen zuren en basen bestond. Men kende zure vruchten, verzuring van wijn tot azijn en een groeiend aantal anorganische zuren. Door het uitlogen (met water de oplosbare delen verwijderen) van houtas werd loog gewonnen, een vrij sterke base. Ook lakmoes, een indicator die van kleur veranderde afhankelijk van de zuurgraad was al vroeg bekend. Boyle schreef daar in 1680 al over. De kleur ervan kon naar believen gewijzigd worden door meer zuur of meer loog toe te voegen. Wat de achtergrond hiervan was, was minder duidelijk.

Met de ontdekking van zuurstof en de rol van deze stof bij de verbranding en de vorming van oxiden, begon de theorievorming rond zuren en basen meer vaste vormen aan te nemen. Aanvankelijk dacht men namelijk dat voor het vormen van een zuur of een base het element zuurstof nodig was. (Vandaar de naam van het element). Men classificeerde oxiden van elementen als basevormende en zuurvormende oxiden. Lavoisier was een belangrijke figuur in deze ontwikkeling. Hij formuleerde in 1787 een theorie dat ieder zuur een combinatie was van een basisch principe en zuurstof. Voor een deel was deze classificatie zeker succesvol te noemen. Wanneer oxiden in water opgelost worden vormt de ene groep (bijvoorbeeld zwaveldioxide SO₂) inderdaad een zure oplossing, de andere groep (bijvoorbeeld calciumoxide CaO) een basische oplossing.

Het bleek echter al snel dat er ook zure, maar zuurstofloze stoffen waren, een goed voorbeeld daarvan is zoutzuur. Dit sterke zuur stond bekend als geest van zout en Davy toonde in 1814 aan dat daarin geen zuurstof voorkomt, maar uit waterstof en chloor bestaat: HCl. De aanwezigheid van zuurstof moest daarmee als eis uit de definitie van een zuur weggelaten worden. Er was echter tegen dat idee aanzienlijk verzet onder andere van Berzelius. Wel kwam door Gay-Lussac in 1814 vast te staan dat zuren en basen elkaar neutraliseerden en in de 19e werden verschillende gedachten geopperd over een alternatieve theorie. Liebig suggereerde al in 1838 dat waterstof een centrale rol speelde.

Definitie volgens Arrhenius

De theorievorming kwam in een stroomversnelling door de opkomst van de theorie van atomen, moleculen en ionen. Aan het einde van de 19e eeuw stelde Arrhenius dat een stof als zuur wordt geclassificeerd als het waterstof, (H), bevat en dit atoom in de vorm van een waterstofion (H⁺) kan afstaan als het molecuul in water wordt opgelost. De definitie verlegde daarmee zijn aandacht van het element zuurstof naar het element waterstof. Een stof die volgens deze definitie een zuur is, wordt een Arrheniuszuur (A-zuur) genoemd. Een voorbeeld van een Arrheniuszuur is azijnzuur (CH₃COOH). Als dit molecuul in water wordt opgelost, splitst het zich in acetaat (CH₃COO^-) en een waterstofion (H⁺).

Een base (A-base) is volgens Arrhenius een molecuul dat in of met water (H₂O) aanleiding geeft tot het vormen van hydroxide-ionen (OH^-). Een voorbeeld van een Arrheniusbase is Natriumhydroxide (NaOH) dat, als het reageert met water, het Na⁺-ion en het hydroxide-ion vormt:

NaOH → Na⁺ + OH^-
(H₂O)         (H₂O)

Een zuur en een base kunnen ook met elkaar reageren. Een dergelijke reactie wordt een neutralisatiereactie genoemd. Als een Arrheniuszuur met een Arrheniusbase reageert, ontstaat er water plus een ander product, dat een zout wordt genoemd. Een goed voorbeeld is de vorming van keukenzout uit natronloog en zoutzuur:

NaOH + HCl → Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^-→ Na⁺ + H₂O + Cl^-→ NaCl + H₂O

NaCl is een zout dat in het kader van de Arrheniustheorie geacht wordt opgebouwd te zijn uit een baserest Na⁺ en een zuurrest Cl^-.

Sterke en zwakke zuren

Men had voorheen wel een idee dat het ene zuur sterker was dan het andere. Men nam bijvoorbeeld waar dat het ene zuur het andere uit zijn zout 'verdreef'. Bijvoorbeeld zwavelzuur gevoegd bij een ander zout, bijvoorbeeld acetaat geeft azijnzuur en een sulfaat:

H₂SO₄ + 2CH₃COOK → K₂SO₄ + 2CH₃COOH

Zwavelzuur is daarmee een sterker zuur dan azijnzuur, maar veel meer dan een vage rangorde leverden dit soort waarnemingen niet op. De ontdekking van elektriciteit en de elektrochemie maakte het echter mogelijk de aanwezigheid van geladen ionen in oplossing nader te bestuderen. Men ontdekte daarbij dat het feit dat azijnzuur een zwakker zuur is dan zwavelzuur zich manifesteerde in het feit dat azijnzuur zich in water maar ten dele splitste in CH₃COO^- en H⁺ terwijl bij zwavelzuur de splitsingsgraad veel hoger was. Dit maakte het mogelijk de sterkte van zuren op een kwantiatieve schaal te brengen door het meten van de evenwichtsconstante van het dissociatie-evenwicht:

CH₃COOH <math>\overrightarrow{\leftarrow}</math> H⁺ + CH₃COO^-

K_a= [H⁺][CH₃COO^-]/[CH₃COOH]

De sterkte van een zuur kan afgelezen worden uit getabelleerde waarden van K_a.

Water zelf bleek ook een evenwicht te bezitten dat aanvankelijk geschreven werd als:

H₂O <math>\overrightarrow{\leftarrow}</math> H⁺ + OH^-

De evenwichtsconstante bekend als K_w is vrij klein: K_w=10^-14

Definitie volgens Brønsted en Lowry

Hoewel de Arrheniusdefinitie het zuurbegrip een betere basis gegeven had, was het begrip nog beperkt tot verbindingen van waterstof in waterige oplossingen en er was behoefte aan een uitbreiding naar andere systemen.

In 1923 kwamen de Deense chemicus Brønsted en de Engelse chemicus Lowry onafhankelijk van elkaar met een nieuwe definitie van een zuur. Volgens deze definitie is een Brønsted-zuur (B-zuur) een molecuul dat een proton (H⁺) kan afstaan (protondonor) en is een Brønsted-base (B-base) een molecuul dat een proton kan opnemen (protonacceptor).

Zuren en basen volgens de definitie van Arrhenius zijn nog steeds zuren en basen volgens de definitie van Brønsted, hoewel er bij basen een nuanceverschil is. Arrhenius zou de vaste stof NaOH (natriumhydroxide) een base noemen omdat deze in water hydroxylionen afsplitst. Brønsted zou eerder deze afgeplitste hydroxylionen als de base aanmerken.

Conjugatie

Een belangrijke verandering in de Brønsted/Lowry-theorie is dat het begrip zuurrest vervangen werd door het begrip geconjugeerde base. Vergelijk de terminologie van beide theorieën voor de dissociatie van azijnzuur:

	CH3COOH	<math>\overrightarrow{\leftarrow}</math>	H+ + CH3COO-
Arrhenius	zuur	<math>\overrightarrow{\leftarrow}</math>	H+ + zuurrest
Brønsted/Lowry	zuur	<math>\overrightarrow{\leftarrow}</math>	H+ + geconjugeerde base

Omgekeerd kan een species als NH₄⁺ nu als (geconjugeerd) zuur gezien worden in plaats van een baserest van het niet te isoleren hydroxide NH₄OH:

	NH4+	<math>\overrightarrow{\leftarrow}</math>	NH3 + H+
of	NH4+ + OH-	<math>\overrightarrow{\leftarrow}</math>	NH3 + H2O
Brønsted/Lowry	geconj. zuur1 + base2	<math>\overrightarrow{\leftarrow}</math>	base1 + geconj. zuur2
Arrhenius	baserest + hydroxyl	<math>\overrightarrow{\leftarrow}</math>	(= base NH4OH)

De uitbreiding van de geldigheid door Brønsted/Lowry

De Brønsteddefinitie is een betere, want ruimere, definitie, omdat species als NH₄⁺(ammonium) nu als zuren gezien kunnen worden. Verder is water nu een amfolyt, een stof die zowel protonen kan accepteren als doneren. Dat wil zeggen dat het zowel een zuur als een base is. Het waterevenwicht zelf wordt nu een zuur-basereactie (H⁺-ion word overgedragen aan een base).

H2O(l)+H2O(l)	<math>\overrightarrow{\leftarrow}</math>	OH- + H3O+
zuur + base	<math>\overrightarrow{\leftarrow}</math>	geconj. base + geconj. zuur

In deze formulering wordt niet langer het bestaan van 'kale' waterstofionen H⁺ aangenomen.

Een andere belangrijke uitbreiding is dat water als oplosmiddel nu niet meer strikt nodig is. Een deeltje kan namelijk ook als zuur of base reageren als er helemaal geen water aanwezig is.

Vloeibare Ammoniak (NH₃) is een goed voorbeeld. Deze stof is ook een amfolyt en kan dus ook zowel als zuur en als base reageren, afhankelijk van de reactiepartners en met zichzelf. Als zuur vormt het het amide-ion NH₂^-, als base het ammoniumion NH₄⁺. Het eerste gebeurt echter niet in water omdat NH₂^- een sterkere base is dan OH^-. In vloeibare ammoniak is er echter wel een evenwicht tussen NH₂^- en NH₄⁺ vergelijkbaar met het waterevenwicht:

NH₂^- + NH₄⁺ <math>\overrightarrow{\leftarrow}</math> 2NH₃(l)

Definitie volgens Lewis

Kort daarop kwam de chemicus Gilbert Lewis met een nog ruimere definitie van het zuur-base-gedrag. Lewis was van mening dat niet de protonen van het zuur het kenmerk waren voor een zuur-base-reactie, maar de elektronenparen van de base. Een Lewiszuur (L-zuur) is daarmee een molecuul dat een elektronenpaar op kan nemen en een Lewisbase (L-base) een molecuul dat een elektronenpaar kan aandragen. Een reactie van een zuur met een base is daarmee niets anders dan het vormen van een covalente binding tussen een zuur en een base. Was zuurstof al als voorwaarde voor zuurvorming door Arrhenius losgelaten, nu verdween ook waterstof uit de definitie en deze werd nu geheel onafhankelijk van de elementen en daarmee van veel wijdere toepassing in de chemie.

Toch bleven alle conclusies van de eerdere theorievorming overeind. Elk deeltje dat een B-base is, is ook een L-base, omdat een deeltje dat een proton kan accepteren wel een elektronenpaar moet hebben waaraan het proton kan binden. Om dezelfde reden is ieder B-zuur ook een L-zuur, maar niet omgekeerd.

Het opnemen en afstaan van elektronenparen is niet zoals bij de vorming van bijvoorbeeld natriumchloride een volledige overdracht van het elektron van het ene deeltje aan het andere. Vanuit de kwantummechanica kan een Lewiszuur beschreven worden als een deeltje dat beschikt over elektronenbanen met een lage energie, maar die niet bezet zijn. De LUMO van het deeltje heeft een relatief lage energie. Voor een Lewisbase geldt juist dat het een deeltje is met een relatief hoog energetische bezette elektronenbaan, HOMO. De zuur-bease reactie treedt op als de elektronen uit de HOMO van de base een gemeenschappelijke baan gaan bezetten (gevormd door overlap van de base-HOMO en zuur-LUMO) waarin zij gedeeld worden door beide moleculen. Een dergelijke situatie geeft men aan met een donor-acceptorbinding.

Vergelijking met redoxchemie

Gezien vanuit het idee van elektronenoverdracht heeft zuur-basechemie oppervlakkige overeenkomst met redoxchemie, maar er zijn een aantal belangrijke verschillen. Ten eerste gaat het om elektronenparen, niet om losse elektronen. Ten tweede is de overdracht niet compleet, maar wordt het elektronenpaar gedeeld door beide partners. Daarmee verandert in tegenstelling met wat het geval is bij een redoxreactie er geen enkel oxidatiegetal.

Een voorbeeld

Een oxide-ion (:O^2-) is een Lewisbase, omdat het een vrij elektronenpaar heeft dat het kan afstaan aan een geschikte acceptor. Het elektronenpaar is aangegeven met de twee puntjes. (Eigenlijk heeft het ion 4 elektronenparen, maar omdat de andere drie nu niet van belang zijn, worden ze voor het gemak nu niet afgebeeld.) Als we nu het proton als Lewiszuur nemen, wordt er een covalente binding tussen het zuurstofatoom en het waterstofatoom gevormd:

H⁺ + :O^2- → O-H^-

Een voorbeeld van een Lewiszuur dat geen Brønstedzuur is, is koolstofdioxide (CO₂). Koolstofdioxide reageert in het water met kleine hoeveelheden hydroxide-ionen die daarin aanwezig zijn. Daarbij wordt monowaterstofcarbonaat (HCO₃^-) gevormd:

CO₂ + O-H^- → HCO₃^-

Bekende lewiszuren worden gevormd door Boortrifluoride, watervrij IJzer(III)chloride of watervrij aluminiumchloride. W

Factoren die lewisaciditeit bevorderen

Of een stof een goed lewiszuur is wordt voor een deel bepaald door de vraag of er rond het centrale atoom nog ruimte is voor nog een ligand met een elektronenpaar. Het koolstofatoom is koolstofdioxide (CO₂) heeft weliswaar de gewenste vier bindingen, maar er zijn maar twee buuratomen en daarmee plaats voor meer. Het reageert met water tot CO₃^2- ion waarin het koolstofatoom een buurman meer heeft. Hetzelfde geldt voor BF₃ en AlCl₃. Er is plaats voor een vierde ligand. Een extreem voorbeeld hiervan is uraanhexafluoride UF₆. Het centrale U atoom heeft weliswaar zes buren, maar het is veel groter dan de kleine F atomen. Er is plaats voor een zevende fluor en uraanhexafluoride is dan ook een lewiszuur dat bijvoorbeeld met HF reageert.

Andere factoren die aciditeit bevorderen zijn:

1. een hoge positieve lading van het centrale atoom
2. een elektronenconfiguratie van het centrale atoom die deficiënt is, bijvoorbeeld in BF₃ bezit boron slechts een sextet en niet een octet.

Zuurgraad in water

In de praktijk komen er in water geen 'losse' protonen voor, maar is elk proton gebonden aan water. Een dergelijk molecuul wordt een oxoniumion (H₃O⁺) genoemd. Hoe meer oxoniumionen zich in een oplossing bevinden, des te zuurder is de oplossing. Voor de eenvoud van de notatie wordt doorgaans één watermolecule in de formule voor het oxonium-ion genoemd. De feitelijke situatie komt meer overeen met een verzameling van 6 tot 9 watermoleculen die over één proton te veel beschikken en zich als min of meer stabiel geheel in de oplossing gedragen. Het gedrag laat zich dan analoog beschrijven aan dat van gehydrateerde metaal-ionen.

De pH is een maat voor de zuurgraad van een oplossing in water. Hoe zuurder een oplossing is, des te lager is de pH. Gewoonlijk liggen de waardes voor de pH tussen 0 en 14. Hierbij is 0 een zeer zure oplossing, is 7 een neutrale oplossing (niet zuur, niet basisch) en is 14 een zeer basische oplossing. De pH kan uitgerekend worden door de negatieve logaritme van de concentratie oxoniumionen te nemen ([H₃O⁺]).

pH = -log[H₃O⁺]

Als H₃O⁺ en OH^- bij elkaar gevoegd worden, worden twee watermoleculen gevormd. Deze reactie wordt neutralisatie genoemd:

H₃O⁺ + OH^- <math>\overrightarrow{\leftarrow}</math> 2 H₂O

In water reageren twee watermoluculen ook wel eens met elkaar in de vorming van een oxomium en een hydroxide-ion. Beide reacties vinden in water voortdurend plaats, en wel in beide richtingen. Zelfs in ultrapuur water is er altijd een klein deel van het water als H₃O⁺ + OH^- aanwezig, want het duurt even voor de uit elkaar gevallen watermoleculen elkaar weer tegenkomen. De concentraties zijn echter vrij klein: [H₃O⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/L

Omdat het hier om een chemisch evenwicht gaat is het product van deze twee concentraties altijd constant. Deze constante wordt de evenwichtsconstante voor water (K_w) genoemd.

[H⁺].[OH^-] = 10^-14 = K_w

Wanneer er een sterk zuur toegevoegd wordt, bijvoorbeeld in een concentratie van 10^-3 mol/L, dan wordt de [OH^-] bijzonder klein: 10^-11 mol/L. De kans dat een toevallig gevormd hydroxide-ion een oxonium-ion tegenkomt is ineens veel groter. Nadat hierdoor de hoeveelheid hydroxide-ionen veel kleiner geworden is, en dus ook de kans dat een oxonium-ion er een vindt, treedt bij een veel kleinere hydroxide-concentratie opnieuw evenwicht op.

Wanneer een sterk zuur en een sterke base samengevoegd worden, reageren de ionen en vormen water totdat het product van hun concentraties 10^-14 geworden is. Bij deze neutralisatie komt vrij veel warmte vrij. Bij onderstaande reactie gebeurt er echter meer:

Ca²⁺ + 2 OH^- + 2 H⁺ + CO₃^2- ⇒ 2H₂O + CaCO₃

Er slaat namelijk ook calciumcarbonaat neer. Deze stof die bestaat uit een base-rest Ca²⁺ en een zuur-rest CO₃^2- wordt een zout genoemd. In dit geval is het zout niet erg oplosbaar, maar er zijn gevallen waar het gewoon als ionen in oplossing blijft, bijvoorbeeld zoutzuur met natronloog. Wanneer het water verdampt, blijft echter een kristallijne vaste stof achter (natriumchloride).

Veel oxiden vormen inderdaad op deze manier ofwel een zuur ofwel een base. In de regel is het oxide van een element uit het linker gedeelte van het periodiek systeem, bijvoorbeeld de alkalimetalen, basevormend en dat van een element uit de rechterkant, bijvoorbeeld de halogenen of de zwaardere elementen uit de zuurstofgroep, zuurvormend. Van de tussenliggende elementen zijn de oxiden soms amfoteer, zij kunnen dan zowel als base of als zuur optreden afhankelijk van waar zij mee reageren. Van de overgangsmetalen zijn echter sommige oxiden ook sterk zuurvormend, vooral van oxiden met hoge oxidatie getallen zoals chroom(IV)oxide, CrO₃.

Superzuren

Het feit dat water zelf ook een (amfolytische) base is een beperkende factor hoe sterk een in water opgelost zuur kan zijn. De sterkste zuren zijn daarom bekend uit niet waterige systemen. Deze superzuren zijn zo sterk dat zij in feite bronnen van 'kale' protonen zijn. Een goed voorbeeld is de combinatie van waterstoffluoride HF met een sterk lewiszuur zoals antimoonpentafluoride SbF₅. Het gevormde HSbF₆ is sterk genoeg om organische groepen als methyl te protoneren. Organische verbindingen lossen er dan ook in op.

Naamgeving

Binaire zuren

Bij binaire zuren bestaat de zuurrest uit een niet-metaal. Ze komen meestaal in normtoestand voor als gas. (HF is een uitzondering: het is een vluchtige vloeistof).

Naam van een binair zuur = waterstof + verkorte, verlatijnste naam van het niet-metaal + -ide

voorbeelden:

• HF wordt waterstoffluoride;
• HCl wordt waterstofchloride; in waterige oplossing: zoutzuur
• HBr wordt waterstofbromide;
• HI wordt waterstofjodide;
• H₂S wordt diwaterstofsulfide;
• HCN wordt waterstofcyanide; gebruikersnaam = blauwzuur

De laatste verbinding is geen zuiver binair zuur aangezien de zuurrest normaliter uit één niet-metaal bestaat. Daarom wordt HCN ook vaak een pseudobinair zuur genoemd. CN^- is echter lid van een klasse ionen die men de pseudohalogeniden noemt omdat zij chemisch gezien veel gemeen hebben met de eigenlijke halogeniden.

Ternaire zuren of Oxo-zuren

Deze zuren bestaan uit waterstof en een zuurrest die naast het niet-metaal één of meerdere zuurstofatomen bevat. In normtoestand komen ze meestal voor als een vloeistof or als een laagsmeltende vaste stof (bijvoorbeeld fosforzuur). Het is echter ook mogelijk dat zij niet in zuivere toestand te isoleren zijn en alleen in opgeloste vorm voorkomen.

Naam oxo-zuur: waterstof + niet-metaal + -aat, of

Naam oxo-zuur: naam van niet-metaal + zuur

bijvoorbeeld:

• H₂CO₃ wordt diwaterstofcarbonaat of koolzuur.

Met halogenen (Chloor, Fluor, Broom en Jood) kunnen meerdere oxo-zuren gevormd worden. Bvb Chloor: HClO, HClO₂, HClO₃ en HClO₄. De oxidatiegetallen van Cl in deze verbindingen zijn +1, +3, +5 en +7 en de naamgeving weerspiegelt deze verschillen.

• HClO₃ (Ox=+5) is (om historische redenen) het standaard-zuur waterstofchloraat of chloorzuur;

De 'substandaard' uitgangen -ig voor het zuur en -iet voor het zout duiden aan dat het oxidatiegetal twee lager is dan bij het standaardzuur:

• HClO₂ (Ox= +3: één zuurstof minder) is waterstofchloriet of chlorigzuur;

De voorvoegsels per- en hypo- (of onder-) duiden respectievelijk een oxidatiegetal boven de standaard en onder de substandaard aan:

• HClO₄ (Ox= +7: één zuurstof meer dan standaard) is waterstofperchloraat of perchloorzuur;
• HClO (Ox=+1: een zuurstof minder dan substandaard) is waterstofhypochloriet of hypochlorigzuur.

Bij andere centrale atomen is het aantal oxidatietrappen vaak niet zo uitgebreid en de naamgeving is ook niet volledig regelmatig te noemen. Chemische taal is net als alle taal onderhevig aan historische eigenaardigheden. Vaak is er wel een standaard en een substandaard te onderkennen. De hoogste oxidatietoestand is vaak de standaard.

• HNO₃ is salpeterzuur of waterstofnitraat; (Ox= +5)
• HNO₂ (één zuurstof minder) is salpeterigzuur of waterstofnitriet. (Ox=+3)

• H₃PO₄ is fosforzuur of waterstoffosfaat;
• H₃PO₃ (één zuurstof minder) is fosforigzuur of waterstoffosfiet.

Ook op overgangsmetalen met hoge oxidatiegetallen wordt deze terminologie toegepast, bijvoorbeeld:

MnO₄^-: (Ox=+7) permanganaat

MnO₄^2-: (Ox=+6) manganaat

Er zijn ook manganieten zoals CaMnO₃ met Ox=+4.

De zuren waar dit soort zouten op gebaseerd zijn echter niet als stabiele verbindingen te isoleren.

Andere ternaire zuren

Zuurstof is niet het enige sterk elektronegatieve element dat aanleiding geeft tot de vorming van ternaire zouten. Ook fluor, chloor, broom, zwavel, seleen enz. kunnen deze rol vervullen. Zo geeft HF samen met UF₆ het sterke zuur HUF₇, heptafluoro-uraanzuur en zijn zouten de heptafluoro-uranaten. HCl met AuCl₃ geeft HAuCl₄ en zijn zouten de chloroauraten. De benaming is vergelijkbaar met die van de oxozuren, waarbij het atoom dat de rol van zuurstof speelt aangegeven wordt door een voorvoegsel fluoro-, chloro- enz. Voor zwavel is er een eigen voorvoegsel: thio-. Een fosfaat met zwavel in plaats van zuurstof zoals Pd₃(PS₄)₂ heet dus palladiumthiofosfaat. Ook hier geldt dat de zuren niet altijd te isoleren zijn.

  Vrije mediabestanden over Acids op Wikimedia Commons

Zie ook

• Zuur, andere betekenissen van "zuur" (doorverwijzing).