thumb|250px|right|Toevoeging van ammoniak aan zoutzuur geeft ammoniumchloride. thumb|250px|right|Reactie tussen magnesium en zoutzuur, waarbij magnesiumchloride en waterstofgas gevormd wordt. thumb|250px|right|Reactie tussen calciumcarbonaat en zoutzuur, waarbij calciumchloride, water en koolstofdioxide gevormd worden. Vandaar de schuimvorming in de reageerbuis. Een zuur is een begrip uit de scheikunde waarvan de definitie een aantal malen aangescherpt is. Zuren zijn de tegenhangers van de basen. Zuren en basen reageren met elkaar in een proces dat neutralisatie genoemd wordt. Een waterige oplossing wordt zuur genoemd wanneer de zuurgraad (pH) lager is dan 7. De oplossing bevat dan meer oxonium-ionen dan hydroxide-ionen.

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 zoutzuur, 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 het oplossen 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.

De 'oerdefinitie' (van o.a. Lavoisier) 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. De definitie van een zuur als een stof die in water waterstofionen afsplitst is afkomstig van Arrhenius. Later werd Arrhenius' definitie verfijnd en algemener gemaakt tot een protondonor – ook in andere omstandigheden dan waterige oplossingen – door Brønsted en Lowry. 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 er al in de 17e eeuw van 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 basenvormende 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. Hoewel Lavoisier bijna een eeuw voor de ontdekking van het periodiek systeem leefde, weerspiegelt het zure en basische karakter van oxiden dit systeem erg goed. De oxiden aan de linkerkant zoals van natrium of calcium zijn erg basisch, terwijl die aan de rechterkant, zoals van zwavel of chloor, juist erg zuurvormend zijn. Later bleek dat er nog een andere factor in het spel was. Indien een element meerdere oxiden heeft zoals SO3 en SO2 is het hoogste oxide altijd het zuurst en het laagste het meest basisch. Naast zure en basische oxiden kende men ook amfotere oxiden, zoals aluminiumoxide dat met sterke zuren als base optreedt en met sterke base als zuur.

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 dat het 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 eeuw 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, hoewel dat nog lang hypothetische begrippen zouden blijven. In 1884 promoveerde Arrhenius op een proefschrift over de geleidbaarheid van opgeloste zouten. In het verlengde daarvan stelde hij voor 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 de stof 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 deze stof in water wordt opgelost, splitst het zich in acetaat- (CH3COO−) en waterstofionen (H+). Het acetaation wordt de zuurrest genoemd.

Een base (A-base) is volgens Arrhenius een hydroxide dat in water (H2O) hydroxide-ionen (OH−) afsplitst . Een voorbeeld van een arrheniusbase is natriumhydroxide (NaOH) dat Na+- en hydroxide-ionen vormt als het oplost in water:

OH- + H+ -> 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 en een zout. Een goed voorbeeld is de vorming van keukenzout uit natronloog en zoutzuur:

NaOH + HCl -> NaCl + H2O

In oplossing zitten nu nog natrium en chloride-ionen, indampen geeft keukenzout. Ook zwakke (organische) zuren zoals carbonzuren en fenolen kunnen zouten vormen bij het toevoegen van een base.

NaCl is een zout dat in het kader van de arrheniustheorie geacht wordt opgebouwd te zijn uit een basenrest Na+ en een zuurrest Cl−.

Zouten worden altijd vernoemd naar het zuur waar zij van afgeleid (worden geacht te) zijn. Bijvoorbeeld, de zouten van azijnzuur heten acetaten en van zwavelzuur sulfaten. In de 19e eeuw was het kunnen isoleren van een stof nog cruciaal om te kunnen aantonen dat de stof ook echt bestond. Echter bij veel zouten bleek het moeilijk of onmogelijk het pure zuur te isoleren. Dat geldt bijvoorbeeld voor sulfieten, afgeleid van het zuur H2SO3 (zwaveligzuur). Dit zuur is onstabiel en valt snel uiteen in water en zwaveldioxide. Allengs kwamen er steeds meer van dit soort "hypothetische" zuren bij. Hetzelfde gold voor de basen. Ammoniumzouten werden geacht afgeleid te zijn van "ammoniumhydroxide" (NH4OH) dat echter niet aangetoond kon worden. Het feit dat de theorie veel hypothetische stoffen vereiste maakte duidelijk dat er verbetering nodig was. Bovendien begon men in de scheikunde meer in termen van moleculen en individuele ionen te denken dan in (isoleerbare) stoffen.

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, of 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 kwantitatieve schaal te brengen door het meten van de evenwichtsconstante van het dissociatie-evenwicht:

CH3COOH <=> CH3COO- + H+

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

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

H2O <=> H+ + OH- De evenwichtsconstante bekend als is vrij klein: bij 25 °C geldt .

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, met name op moleculair niveau.

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 brønstedzuur (B-zuur) een molecuul dat een proton (H+) kan afstaan (protondonor) en is een brønstedbase (B-base) een molecuul dat een proton kan opnemen (protonacceptor). Correcter spreekt men van een hydron-donor en -acceptor omdat een kleine fractie van de H+-ionen geen protonen maar deuteronen zijn. De term proton is hier echter sterk ingeburgerd.

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 hydroxide-ionen afsplitst. Brønsted zou eerder deze afgesplitste hydroxide-ionen zelf als de base aanmerken.

Conjugatie Een belangrijke verandering in de brønsted-lowrytheorie is dat het begrip zuurrest vervangen werd door het begrip geconjugeerde base. Vergelijk de terminologie van beide theorieën voor de dissociatie van azijnzuur: CH3COOH <=> H+ + CH3COO-Arrhenius zuur<=> H+ + zuurrestBrønsted-Lowry zuur<=> H+ + geconjugeerde base

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

NH4+ <=> NH3 + H+ of NH4+ + OH- <=> NH3 + H2OArrhenius basenrest + hydroxide <=> (= base NH4OH)Brønsted-Lowry geconj. zuur1 + base2 <=> base1 + geconj. zuur2

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 (hydronen) 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 wordt overgedragen aan een base). H2O + H2O <=> OH- + H3O+ zuur + base <=> 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.