Hydroxonium
| Hydroxonium | ||||
|---|---|---|---|---|
| Structuurformule en molecuulmodel | ||||
 | ||||
Structuurformule van hydroxonium | ||||
 | ||||
Molecuulmodel van hydroxonium | ||||
| Algemeen | ||||
| Chemische formule | H3O+ | |||
| IUPAC-naam | oxonium, oxidanium | |||
| Andere namen | hydronium, hydroxonium | |||
| Molaire massa | 19,02322 g/mol | |||
| SMILES | [OH3+] | |||
| InChI | 1S/H2O/h1H2/p+1 | |||
| CAS-nummer | 13968-08-6 | |||
| PubChem | 123332 | |||
| Wikidata | Q849881 | |||
| Evenwichtsconstante(n) | pKa = 0 | |||
| Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar). | ||||
| ||||
Het oxoniumion (IUPAC-naam), ook bekend als hydroxonium- of hydroniumion, is een ion met de formule H3O+. Het is een positief geladen ion, dus een kation, dat gevormd wordt wanneer water (H2O) een waterstofion (H+) opneemt. Het oxoniumion heeft een pKa-waarde (zuurconstante) van 0. Het is het sterkste zuur dat opgelost in water stabiel is. Een nog sterker zuur, zoals zoutzuur (HCl), zal een proton afgeven aan water, dat zo in een oxoniumion wordt omgezet. De pH van een waterige oplossing wordt alleen door de H3O+-concentratie bepaald, of correcter door de activiteit van de oxoniumionen, in de oplossing.
Ionisatie van water
[bewerken | brontekst bewerken]Water ondervindt ook in pure toestand een kleine mate van ionisatie. Dit gebeurt wanneer een watermolecuul een proton afstaat aan een ander watermolecuul. Dit wordt de eigendissociatie of autoprotolyse van water genoemd en kan als een evenwichtsreactie worden gezien:
![{\displaystyle {\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}^{+}{}+{}\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/1aba224a85ea24b5c9ad5fd73b199184eae2d9ae)
Het oxoniumion is daarmee volgens de theorie van Johannes Nicolaus Brønsted het geconjugeerde zuur van water:
![{\displaystyle {\mathrm {HZ} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}^{+}{}+{}\mathrm {Z} {\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e44a6444cc740d2866462e66425a68a382c5f5f6)
De mate van ionisatie van water is klein: de K-waarde voor de eigendissociatie van water is 10-14. Dit getal wordt wel de waterconstante (Kw) genoemd.
Deeltjesmodel voor zure oplossingen
[bewerken | brontekst bewerken]Waterstofionen of hydronen (H+) komen in water altijd gehydrateerd, verbonden met watermoleculen, voor. Dit wordt in chemische reacties vaak, maar beslist niet altijd, genoteerd als H3O+. Beide notaties worden naast en soms door elkaar gebruikt. Vooral in de organische synthese wordt van de notatie H+ gebruikgemaakt. Wanneer de nadruk op de zuur-base-eigenschappen moet worden gelegd, is H3O+ een praktische beschrijving.
De werkelijkheid is complexer. Een proton is in water niet aan maar één watermolecule gebonden. Formules als H5O2+, H7O3+ en H9O4+ vormen een reeks waarin de werkelijke toestand van protonen in water steeds beter wordt beschreven.[1] Zure waterige oplossingen bestaan uit clusters van geprotoneerde watermoleculen.
Voor veel reacties waarin een waterstofion noodzakelijk is om de reactie uit te voeren, zonder dat de nadruk gelegd wordt op de zuur-base-aspecten van de reactie, wordt de reactievergelijking vaak een stuk eenvoudiger als de hydratatie-mantel, net als bij gewone ionen, wordt weggelaten. Vergelijk
![{\displaystyle {\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\vphantom {A}}^{-}{}+{}8\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}^{+}{}+{}5\,\mathrm {e} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Mn} {\vphantom {A}}^{2+}{}+{}12\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/9cb08da490bf01289cba5dd804c43acac524cca0)
met
![{\displaystyle {\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\vphantom {A}}^{-}{}+{}8\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}^{+}{}+{}5\,\mathrm {e} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Mn} {\vphantom {A}}^{2+}{}+{}4\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a473bd7474b763247da08a36799fbcc6d1d9faca)
- ↑ Norman N. Greenwood en A. Earnshaw. (1985). Chemistry of the Elements (1st ed.) –