Reeds van oudsher maken alchemisten een onderscheid tussen zuren en alkaliën (basen) op basis van enkele kenmerken die ze verlenen aan waterige oplossingen. De eerste smaken scherp, kleuren lakmoes rood en vormen zouten met alkaliën; de tweede smaken bitter, voelen zeperig aan, kleuren lakmoes blauw en vormen zouten met zuren. De eerste chemische bereiding vinden we op Soemerische kleitabletten van ca. 2800 v.Chr. Het betreft zeepbereiding met loog uit as, olie en water en is nog steeds de basis van de zeepbereiding: inwerking van een base op een vet, meestal een triglyceride, tot een alcohol en zuurrest die de reinigende werking uitoefent, ofwel verzeping.  

Iets recenter, in 1664, stelt Boyle een classificatie van beide groepen op aan de hand van plantenaftreksels, een voorloper van de lakmoesproef. Scheele ontdekt in 1752 het molecuul HCN door Pruisisch blauw (Fe[Fe(CN)₆]₃) met zwavelzuur te behandelen, vandaar de naam blauwzuur. In 1787 merkt Bertholet op dat dit zuur geen zuurstof bevat, hoewel dit toen noodzakelijk werd geacht door Lavoisier en zijn voorgangers. Het is Humphry Davy, of wellicht zijn jongere broer John, daarna opgevallen dat ook HCl geen zuurstof bevat. Hij besluit dat niet zuurstof maar waterstof verantwoordelijk is voor de zuurheid.  

Hoogtepunt(en) 

Vroeger dacht men dat bij elektrolyse de elektrische stroom de opgeloste stof ontbindt. De Zweedse chemicus Arrhenius gelooft echter dat die stoffen bij het oplossen gedeeltelijk omgevormd worden naar een actieve vorm (1883) en dat de sterkte van het opgeloste zuur of base afhankelijk is van de graad van ontbinding in oplossing. Dit wordt het thema van zijn doctoraal proefschrift. De Zweedse jury is niet onder de indruk en geeft hem slechts een vier!  

Maar Arrhenius blijft niet bij de pakken neerzitten. Hij stuurt zijn doctoraat naar onder andere Van ´t Hoff, Ostwald en Clausius en die zijn wél enthousiast. In 1887 toont Van ´t Hoff aan dat de universele gaswet (PV = nRT, Clapeyron, 1834) ook toepasselijk is op de osmotische druk van oplossingen, maar dat sommige oplossingen meer moleculen lijken te bevatten dan verwacht. Arrhenius triomfeert en schrijft dit toe aan de dissociatie, dus zonder elektrische stroom. Een definitie van een zuur kan niet lang meer uitblijven. Een zuur is een stof die waterstof bevat en in waterige oplossing dissocieert in H⁺ en een negatieve zuurrest X^–. Een base levert OH^– in water. Een sterk zuur is volledig gedissocieerd in water, een zwak zuur slechts gedeeltelijk.  

De definitieve plooi 

Er duiken al snel enkele beperkingen van deze definities op. Ze zijn namelijk alleen toepasselijk op waterige oplossingen. In bijvoorbeeld het oplosmiddel ethylalcohol zou de base die overeenkomt met NaOH in water natriumethylaat zijn; in het stelsel ammoniak zou natriumamide de base zijn. Een ander bezwaar is de veronderstelde aanwezigheid van NH₄OH in het stelsel ammoniak, wat twijfelachtig is. Bovendien is het moeilijk aan te nemen dat het proton kan blijven voortbestaan in de nabijheid van elektronenwolken die de moleculen van het oplosmiddel aanbrengen. De toenmalige kennis van de atoomstructuur was immers nog rudimentair. Maar de oplossing is in zicht… 

Het gouden jaar 1923 baart veel verrassingen 

In 1923 komen twee chemici, de Deen Brönsted en de Brit Lowry, onafhankelijk van elkaar met een aanpassing van deze vorige definitie omdat zij alles bekijken vanuit waterstof. Een zuur wordt een stof genoemd die protonen afgeeft, een base een stof die ze opneemt. De zuur-basetheorie is dus een uitwisseling van protonen tussen een protonendonor (zuur) en een protonenacceptor (base).

Voorbeeld: CH₃COOH (zuur) + H₂O (base) → CH₃COO^– (base) + H₃O⁺ (zuur).

Water kan beide functies vervullen: H₂O (‘zuur’) + H₂O (‘base’) → OH^– (base) + H₃O⁺ (zuur). 

Het gouden jaar 1923 baart nog meer verrassingen. G.N. Lewis bepleit dan namelijk zijn visie over zuren en basen in functie van de elektronen die de binding tussen de atomen verwezenlijken en van hun configuratie in zijn boek Valence and the Structure of Atoms and Molecules. In een covalente binding levert elk atoom één (of meerdere) elektron(en) zodat dit gevormde elektronenpaar helpt de stabiele edelgasconfiguratie van 8 elektronen op de buitenschil te bereiken (Lewis, 1916, uitgebreid tot 18, 32, … door Langmuir, 1919). Een base definieert Lewis dan als een stof die dit elektronenpaar afgeeft; een zuur neemt het op.

Deze definitie omvat de traditionele zuur-basereacties, bv. HCl + NaOH → NaCl + H₂O, wat neerkomt op H⁺ + :OH^– → H:OH (OH^– geeft elektronenpaar af);

maar ook de reacties zonder ionen: H₃N: + BCl₃ → H₃NBCl₃, waarin NH₃ de base is (donor, Lewisbase) en BCl₃ het zuur (acceptor, Lewiszuur). 

Toepassingen 

De Lewistheorie maakt de brug tussen zuur-basereacties en redoxreacties, bestempelt ze allebei als een uitwisseling van elektronen en is breed toepasbaar. Dat is ook terug te zien in de organische chemie en in de katalyse, zoals in de Friedel-Crafts-reacties. Deze brengen een alkyl- of acylgroep (van het dito halide) op een benzeenring in plaats van een H⁺. De katalysator (meestal AlCl₃ , een Lewiszuur) accepteert het beschikbare elektronenpaar (en wordt AlCl₄^–) waardoor de alkyl- of acylgroep positief geladen wordt. Na reactie met het benzeen (elektrofiele substitutie) wordt het AlCl₃ hersteld en bijkomend HCl gevormd. Dit soort reacties geeft het ontstaan aan tal van chemische grondstoffen voor verdere synthese, zoals ethylbenzeen (of fenyletheen) dat polystyreen oplevert. 

Ook de Ziegler-Natta-reactie (1953) voor de productie van hoge densiteitspolyetheen behoort tot deze categorie van reacties. De katalysator is hier een titaniumzout en een organo-aluminiumverbinding. In 1954 breidt de Italiaanse chemicus Giulio Natta dit proces uit met polypropeen en andere moleculen. Hiermee zijn we in de polymeerchemie beland. Maar dat is een ander verhaal…