4 syrer, baser, pH

9 SYRER OG BASER
9.1 DEFINISJONER
Historie. Begrepet syrer har eksistert siden
tidlig i kjemiens historie. I denne gruppen
plasserte man stoffer med bestemte
egenskaper. En av disse egenskapene var
Figur 9.1 En syre er en protondonor.
Protolyse = protonoverføring fra syre til base.
sur smak. En annen var at det ble utviklet
hydrogengass når de kom sammen med
visse metaller i vann. Man kalte stoffene syrer. En vannløsning av slike stoffer var en
sur løsning. Man prøvde så å finne ut hva alle disse stoffene egentlig hadde felles,
altså finne en hensiktsmessig definisjon.Denne definisjonen har skiftet etter hvert
som den kjemiske teori har utviklet seg (tabell 9.1).
Tabell 9.1. Historiske syredefinisjoner
Hvem
Når, ca
Definisjon av syre
Lavoisier, Scheele
1750
Oksygenholdig stoff (Oxy = sur, gen = danne)
Davy
1810
Hydrogenholdig stoff
Arrhenius
1880
Danner H+ i vann
Brønsted - Lowry
1923
Avgir H+ til andre stoffer
Lewis
1930
Kan motta elektronpar
En av de første definisjonene knyttet syrer til grunnstoffet oksygen. Navnet oksygen
kommer fra dette, det betyr nemlig syre-danner. Det gamle navnet på oksygen er
surstoff, og i Sverige heter oksygen fremdeles syre eller syrgas.
Arrhenius var den første som innførte en kjemisk sett brukbar syredefinisjon: En
syre er et stoff som danner H+ i vann. En base er da et stoff som gir OH– i vann. I flg.
denne teorien vil en syre dissosiere (spaltes) i vann og gi H+ og en syrerest. Legg
merke til at H+ er det samme som et proton. H-atomet har bare ett proton i kjernen,
og ett elektron, H+ er da bare protonet. Vi skriver da slik:
÷
H+ (aq) + Cl–(aq)
Syre: HCl
Her er Cl– syreresten til HCl. Arrhenius' definisjon begrenser oss til vannløsninger.
Dessuten indikerer den at H+, som bare er et proton, har en selvstendig, stabil
eksistens i vann, noe som ikke er riktig.
Brønsteds definisjon løser begge disse to problemene: En syre er et stoff som kan
avgi et proton ( H+). Se fig. 9.1. Med denne definisjonen er en base et stoff som kan
71
9. Syrer og baser
oppta et proton. Derved vil en syre alltid måtte reagere med en base. Med Brønsteds
definisjon skriver vi slik:
F– +
H3O+
HF + H2O
HCl +
NH3
Cl– + NH4+
Syre1
Base2
Base1 Syre2
Syre/base-par
Når en syre (f.eks. HF) avgir et proton (H+), blir den selv en base (F–). Basen F– kan
oppta et proton og bli HF igjen. Dette paret (HF / F–) kalles et syre/base par. Vi sier
et de er korresponderende syre/base, F– er den korresponderende basen til HF.
Noen bruker begrepet konjugert syre/base.
(H3O+/H2O) er et slikt syre/base- par, det samme er NH4+/NH3. NH4+ er den
korresponderende syren til basen NH3. Generelt vil en syre HA ha korresponderende
base A–, dvs. vi tar bort en H og reduserer ladningen med én. Syren HCO3– har
korrespon-derende base CO32–.
?9.1 Hva er korresponderende syre til basen a) ClO2– b) PO43– ? Hva er
korresponderende base til syren c) H2PO4– d) HCN?
Protolyse
Med Brønsteds definisjon skriver vi reaksjonen som en overføring av et proton fra
ett stoff (syren) til et annet stoff (basen). En slik reaksjon kalles en protolyse (i
stedet for dissosiasjon). Syren og basen som inngår kan også kalles protolytter. En
syre er en proton-donor, en base er en proton-akseptor.
syre
syrerest
Arrhenius
Dissosiasjon HA
Protolyse
HA + H2O
Brønsted
syre
H+
+ A–
H3O+ + A–
korr. base
Vi kommer til å bruke begge disse skrivemåtene, og vi husker da at det er to måter å
skrive samme reaksjon på. Når reaksjonene skjer i vann er det korrekte er å skrive
H+(aq), H3O+(aq), A–(aq), osv, men av plasshensyn utelater vi som oftest (aq).
Lewis sin definisjon er enda mer generell: En Lewis syre er et stoff som kan motta
et elektronpar, en Lewis base kan avgi et elektronpar. Hvis vi ser på "Lewisstrukturen" til baser (kap 20), så har de gjerne ett eller flere udelte elektronpar. Vi
skal ikke bruke denne definisjonen, men i organisk kjemi er den nyttig. En Lewis
syre tilsvarer da ofte det som kalles en elektrofil (elektron-elsker), mens en Lewis
base er en nukleofil.
72
9. Syrer og baser
9.2 VANNETS AUTOPROTOLYSE
Hvis vi løser en syre (HCl) i vann, vil H2O oppføre seg som en base. Hvis vi løser en
base (NH3) i vann, vil H2O oppføre seg som en syre.
HCl +
(syre)
NH3 +
(base)
Cl–
H2O õ
ø
base
H2O
syre
ø
õ
H3O+
+
NH4+ + OH–
Vannmolekylet kan altså reagere både
som syre og base. Stoffer med slike
egenskaper kalles amfolytter. I vann vil
ett vannmolekyl (syre) kunne reagere
med et annet vannmolekyl (base), og
reaksjonen kalles vannets autoprotolyse
(auto = selv). Reaksjonen går begge
veier, vi har en likevekt. Denne likevekten vil alltid foreligge i et vann-miljø:
ø
õ
H3O+ + OH–
H O + H2O
Figur 9.2 Vannets autoprotolyse.
2
H+
ø
õ
(eller): H2O
+
OH–
Dette er vist med en tegning i fig 9.3.
H3O+ kalles hydronium-ion (eller oksonium-ion). Hvis vi skriver H+, så kaller vi
dette bare hydrogen-ion. OH– ionet kalles hydroksid-ion.
Kw . Massevirkningsloven gjelder også for vannets autoprotolyse.
K = [H3O+]×[OH–] / [H2O]×[H2O]
[H2O] er konstant, og kan derved tas inn i K. Vi får da en ny verdi av K som kalles
Kw
Kw = [H3O+]×[OH–] = 1×10–14
eller
+
–
–14
Kw = [H ]×[OH ] = 1×10
Kw kalles vannets ioneprodukt. På samme måte som likevektskonstanter, er denne
temperaturavhengig, se tabell 9.2 (jfr. ?8.9).
Vannets ioneprodukt ved ulike
temperaturer
Tabell 9.2
t (EC)
0
25
Kw (×10–14 ) 0,114 1,01
73
50
100
5,47
49
9. Syrer og baser
I "ionefritt" vann har vi da, ved 25 EC:
[H+]×[OH–] = 1×10–14
[H+] = [OH–] = 1×10–7 mol/L
Ved 0 EC har vi derimot:
[H+]×[OH–] = 0,114×10–14
[H+] = [OH–] = 3,4×10–8 mol/L
I alle våre beregninger forutsetter vi at t = 25 EC.
Autoprotolyse ubetydelig? Vi tilsetter en syre til vann, slik at det f.eks. dannes
10–4 mol/L av H+. Vannet inneholdt fra før 10–7 mol/L pga. vannets autoprotolyse.
Denne mengden er ubetydelig i forhold til 10–4, og vi kan tilnærmet se bort fra den
ved beregninger. Husk at vannets autoptotolyse alltid danner like mange mol H+ som
OH– fra H2O, dvs. maks. 10–7 mol/L av hver. Hvis konsentrasjonen av H+ er større
enn 10–6 mol/L, kan vi se bort fra bidraget fra autoprotolysen. Tilsvarende kan vi si
om OH–.
Beregninger
Hvis vi kjenner enten [H+] eller [OH–], så kan den andre regnes ut ved hjelp av Kw.
E 9.1 [OH–] ÷ [H+]
Hva er [H+] hvis [OH–] = 2×10–5 mol/L ?
Løsning
[H+]×[OH–] = 10–14
[H+] = 10–14/ [OH–] = 10–14 / 2×10–5 = 5×10–10 mol/L
?9.2 Hva er [OH–] hvis [H+] = 1,2×10–2 mol/L?
9.3 pH
Surhet, pH. Surheten av en løsning kan knyttes til [H+] ([H3O+]). Vi kan godt angi
surhetsgraden ved å oppgi [H+] i mol/L:
[H+] = 4,55×10–5
For å gjøre tallene enklere, oppgir vi heller logaritmen (briggske – log10 – lg) av dette
tallet, lg (4,55×10–5) = –4,34. For å unngå negativ verdi bytter vi fortegn, og kaller
tallet som vi får for pH.
pH = 4,34
Vi definerer:
pH = –lg [H+] (= –lg [H3O+])
Med en kalkulator er det da fort gjort å finne pH når [H+] er gitt (ta lg av tallet og
bytte fortegn). Det er like raskt å finne [H+] når pH er gitt, vi må ta "inv. lg", dvs. 10x
av (–pH).
74
9. Syrer og baser
+
–9
?9.3 Hva er pH når [H ] = a) 2,0×10 mol/L b) 0,025 mol/L c) 1,75 mol/L
d) 2,0×10–15 mol/L. Hva er [H+ ] når pH er e) 7,20 f) 2,90 g) 0,10?
Sur, basisk, nøytral. En vannløsning kan være sur, basisk eller nøytral. Vi har:
Sur løsning:
[H+]>[OH–]
[H+]>10–7 [OH–]<10–7
pH< 7
Basisk løsning:
[H+]<[OH–] [H+]<10–7 [OH–]>10–7
pH>7
Nøytral løsning:
[H+]=[OH–] [H+]=10–7 [OH–]=10–7
0
10–1 10–4 10–7
[H+] = 10
pH=7
10
–10
10
–14
[OH–] = 10–14 10–13 10–10 10–7 10–4
100
pH =
0
1
4
7
10
14
- - sur - - nøytral - - - basisk Vi kaller gjerne en løsning nøytral selv når [H+] er omkring 10–7 mol/L. Legg merke
til at 100 = 1. Det betyr at vi har pH = 0 hvis [H+] = 1 mol/L.
"Dobbelt så surt"
pH-skalaen angir surheten i en logaritmisk skala, ikke en lineær. Det betyr at når pH
forandres med en enhet så forandres [H+] med en faktor på 10. En forandring av pH
fra 9 til 8 er ikke så lite som det kanskje kan virke; det innebærer en tidobling av
[H+]. Når [H+] blir dobbelt så stor, vil pH synke med 0,3 enheter. Dette kan vi
illustrere ved å velge en vilkårlig pH-verdi som utgangspunkt:
Start
2 × [H+] ÷
10× [H+] ÷
[H+] = 2,0×10–5 pH = 4,70
[H+] = 4,0×10–5 pH = 4,40
[H+] = 40 ×10–5 pH = 3,40
pOH. Vi definerer pOH tilsvarende pH:
pOH = – lg [OH–]
Vi har denne sammenhengen mellom pH og pOH:
pH + pOH = 14
For å vise at dette er riktig må vi ta utgangspunkt i vannets ioneprodukt Kw som er
10–14 (25 EC). Vi må da bruke noen av regnereglene for logaritmer. Disse er vist i
rammen nederst på denne siden.
+
–
–14
(K =) [H ]×[OH ] = 10
w
|
75
lg [H+]×[OH–] = lg 10–14
(lg på begge sider)
9. Syrer og baser
|
lg [H+] + lg [OH–] = –14
|
–lg [H+] + (–lg [OH–]) = 14
|
pH + pOH = 14
(regel 1 og 5)
(bytter fortegn)
(def. av pH og pOH)
Vi kan nå f.eks. beregne pH når [OH–] er kjent. Det lønner seg da først å regne om
[OH–] til pOH. Deretter brukes likningen pH + pOH = 14 til å finne pH. Ved
omregning fra pH til [OH–] lønner det seg å gjøre om til pOH først.
0-14? Det er fullt mulig å ha pH-verdier under 0 og over 14. I 6,0 molar HCl(aq) har
vi [H+] = 6,0 mol/L | pH = –0,8. I 6,0 mol/L NaOH(aq) har vi [OH–] = 6,0 mol/L
| pOH = –0,8 | pH = 14,8.
E 9.2 [OH–] ÷ pH
Beregn pH når [OH–] = 1,20×10–2 mol/L
Løsning
[OH–] = 1,20×10–2 | pOH = 1,92
| pH = 14 – pOH = 14–1,92 = 12,08
?9.4 a) Beregn pH når vi har [OH–] = 2,55×10–10 mol/L
pOH = 4,56.
b) Beregn [H+] når
Matematikk. Noen regneregler for logaritmer
1
lg (aAb) = lg a + lg b
2
lg (a/b) = lg a – lg b
3
lg an = n Alg a
4
lg 1/a = –lg a
5
lg 10x = x
(dette er definisjonen av lg)
6
lg 1 = 0
(følger egentlig av 5)
9.4 STERKE SYRER OG BASER
1 Sterke syrer
En sterk syre protolyserer fullstendig i vann, og vi skriver ofte reaksjonspilen bare
mot høyre, f.eks:
HCl(aq) ÷ H+(aq) + Cl–(aq)
Vi har følgende viktige sterke syrer:
= Saltsyre
HCl(aq)
HNO3(aq) = Salpetersyre
H2SO4(aq) = Svovelsyre
76
9. Syrer og baser
Dessuten har vi: HBr
HI
HClO4
Vi skriver gjerne saltsyre som HCl(aq), men i virkeligheten har vi ingen HClmolekyler, vi har bare H+ og Cl–-ioner, slik likningen over viser.
2 Sterke baser
Hydroksider er generelt sterke baser:
NaOH
KOH
LiOH
Ca(OH)2
Sr(OH)2
Ba(OH)2
+
–
I vann skriver vi: NaOH(s) ÷ Na (aq) + OH (aq)
Vi ser at de sterke basene alle sammen er hydroksid-er av alkali- eller jordalkalimetallene. Disse dissosierer fullstendig i vann, men noen av dem har en begrenset
løselighet, slik at konsentrasjonen av OH– ikke blir så stor, f.eks. Ca(OH)2. En
løsning av disse stoffene i vann kalles lut eller lut-løsninger, f.eks. kalilut, KOH(aq)
og natronlut, NaOH(aq). Fast NaOH kalles også kaustisk soda.
Oksider av disse metallene er også sterke baser, f.eks. Na2O og CaO. Disse oksidene
er ioneforbindelser, og danner oksid-ioner (O2–) i vann, som reagerer som en sterk
base:
Na2O(s) ÷ 2Na+(aq) + O2–(aq)
O2–(aq) + H2O ÷ 2OH–(aq)
Na2O(s) + H2O ÷ 2Na+(aq)+ 2OH–(aq)
eller slått sammen
3 pH i løsninger av sterke syrer/baser
Siden sterke syrer er fullstendig protolysert i vann, vil [H+] være lik syrens
konsentrasjon. Tilsvarende får vi for [OH–] og sterke baser.
E 9.3 pH i sterke syrer/baser
Hva er pH i a) 0,25 mol/L HClO4(aq)
b) 0,015 mol/L Ba(OH)2(aq)?
Løsning
a) HClO4 ÷ H+(aq) + ClO4–(aq)
(0,25)
0,25
0,25
(mol/L)
[H+] = 0,25 mol/L | pH = 0,60
b) Ba(OH)2 ÷ Ba2+(aq) + 2 OH–(aq)
(0,015)
0,015
0,030
[OH–] = 0,030 mol/L pOH = 1,52 pH = 12,48
?9.5 Hva er pH i a) 4,0 mol/L NaOH(aq) b) 0,0096 mol/L HCl(aq) c) 2,4×10–3
mol/L Ca(OH)2 ?
77
9. Syrer og baser
78
9. Syrer og baser