Indhold
7.1. Definition syrer og baser
Syrer og baser har alle hørt om på et tidspunkt i deres hverdag. Det kan være, når saltsyre anvendes til at afkalke en elkedel, eller i Masterchef når kokkene udtaler, "der mangler syre". Men hvad er en syre og en base egentlig? Det skal vi kigge nærmere på i dette afsnit.
Syrer og baser kan henholdsvis afgive eller optage en hydron. En hydron er en hydrogenion, H+. Det vil sige et hydrogenatom, der har afgivet sin elektron. En hydron er faktisk kun en proton. I syre-base-kemien sker en hydronoverførsel fra en syre til en base; en syre afgiver en hydron, mens en base optager en hydron. Denne definition af syrer og baser kaldes Brønsted-Lowry-teorien, opkaldt efter de to kemikere, der uafhængigt af hinanden foreslog den i 1923. Ifølge denne teori defineres en syre som et stof, der kan afgive en proton, mens en base er et stof, der kan optage en proton.
Figur 1. Hydrogen bliver til en hydron ved at afgive en elektron. Elektronen afgives til syren, som bliver negativ
Eksempler på syrer i hverdagen inkluderer citronsyre i citrusfrugter, eddikesyre i eddike og mælkesyre i sure mælkeprodukter. Almindelige baser omfatter ammoniak i rengøringsmidler, natriumhydroxid i afløbsrens og magnesiumhydroxid i mavesyreneutraliserende midler.
I syre-base-kemien indgår en særlig type af stoffer kaldet amfolyt. En amfolyt er et molekyle, der både kan fungere som en syre og en base. Et af de mest bemærkelsesværdige eksempler på en amfolyt er vand. Vand har den unikke egenskab, at det kan reagere med sig selv i en proces kaldet autohydronolyse. I denne reaktion reagerer et vandmolekyle som en syre ved at afgive en proton, mens et andet vandmolekyle reagerer som en base ved at optage protonen. Reaktionen kan skrives som:
H2O (l) + H2O (l) → OH- (aq) + H3O+ (aq)
Figur 2. Vand er en amfolyt og vandmolekylet kan reagere både som en syre og som en base.
Figur 3. Vand afgiver en hydron til vand.
Når et vandmolekyle afgiver en proton (H⁺) til et andet vandmolekyle, dannes en oxoniumion (H3O+) og hydroxid (OH-). Vandets evne til at fungere som både syre og base gør det til et vigtigt medium for mange biologiske og kemiske processer. Det muliggør for eksempel buffersystemer i levende organismer, som hjælper med at opretholde en stabil pH i blodet og andre kropsvæsker.
Ethansyre (eddikesyre) kan afgive en proton til vand, hvorved den omdannes til sin korresponderende base. Den korresponderende base er det stof der dannes, når en syre har afgivet en hydron. Omvendt defineres en korresponderende syre som det stof der dannes, når en base optager en hydron. Dette syre-basepar er et eksempel på en korresponderende syre-basereaktion, hvor syren og basen er forbundet ved overførsel af en hydron.
CH3COOH (syre) + H2O (base) → CH3COO- (korresponderende base) + H3O+ (korresponderende base)
Figur 4. Ethansyre afgiver hydron til vand og bliver omdannet til den korresponderende base acetat. Vand bliver til oxoniumion.
Figur 5. Eddikesyre afgiver en hydron til vand. Vand optræder som en base og optager en hydron.
Den modsatte reaktion kan også forløb, hvor acetat og oxonium bliver til ethansyre og vand:
CH3COO- (base) + H3O+ (syre) ⇋ CH3COOH (korresponderende syre) + H2O ( korresponderende base)
Figur 6. Den modsatte reaktion kan også forløbe.
Ammoniak (NH3) fungerer som en base, da den kan optage en hydron fra vand. Når ammoniak optager en hydron, omdannes den til sin korresponderende syre, ammonium (NH4+). Det resulterer i dannelsen af ammonium og hydroxid. Her er ammoniak og ammonium et korresponderende syre-basepar. Ammoniak er basen, og ammonium er den korresponderende syre, der dannes ved optagelse af en hydron.
NH3 (aq) + H2O (l) → NH4+ (aq) + OH- (aq)
Figur 7. Reaktionsskema der viser ammoniak optager en hydron fra vand.
Figur 8. Ammoniak optager en hydron fra vand. Vand optræder som en syre og afgiver en hydron.
Syrer og baser eksisterer kun i vandige opløsninger. En syre eller base er opløst i vand, og vil have en bestem koncentration. F.eks kan der stå på flasken at eddikesyren har en koncentration på 0,1 M. M er en forkortelse for molære og betyder mol/L.
Syrer og baser eksisterer kun i vandige opløsninger, hvor der kan afgives eller optages hydroner. Når en syre eller base er opløst i vand, vil den have en bestemt koncentration, som angives i molær (M), der er et mål for, hvor mange mol af stoffet der er opløst pr. liter opløsning (mol/L). For eksempel kan en flaske ethansyre have en koncentration på 0,1 M, hvilket betyder, at der er 0,1 mol eddikesyre opløst i én liter vand. Koncentrationen af en syre eller base er vigtig, fordi den påvirker stoffets reaktivitet og pH-værdi i opløsningen. En højere koncentration af en syre betyder flere tilgængelige hydroner (H+), hvilket resulterer i en lavere pH, mens en højere koncentration af en base giver flere hydroxid (OH-) og dermed en højere pH.
Når NaOH opløses i vand afhænger koncentrationen af, hvor meget fast stof der opløses. Simulation viser, hvad der sker når NaOH opløses i vand og hvordan koncentrationen påvirkes i forhold til antal tilsatte gram af NaOH.
Simulationen herunder kan vise forskellige koncentrationer. Aktiver vinduet og tryk SPACE. Indtast en koncentration på 0.1 M og efterfølgende på 1 M. Hvad er forskellen?
Figur 9. Simulationen viser forskellige koncentrationer af et stof opløst i vand. Bemærk antallet af molekyler afhængig af koncentrationsværdien.
pH er et mål for en opløsnings surhedsgrad. Skalaen går fra 0 til 14:
- pH 0-7: Sur opløsning
- pH 7: Neutral opløsning
- pH 7-14: Basisk opløsning
pH-værdien bestemmes af koncentrationen af oxoniumioner (H3O+) og hydroxidioner (OH-) i opløsningen. Jo flere oxoniumioner, desto lavere pH og mere sur er opløsningen. Omvendt giver flere hydroxidioner en højere pH og mere basisk opløsning. Ofte anvendes firkantede parenteser [ ] for at angive koncentration af det der står mellem parenteserne. For eksempel betyder [H3O+] koncentrationen af oxoniumioner. En neutral opløsning har lige mange oxonium- og hydroxid, hvilket resulterer i pH 7. Rent vand er et eksempel på en neutral opløsning ved stuetemperatur.
[H3O+] > [OH-] → pH < 7
[H3O+] = [OH-] → pH = 7
[H3O+] < [OH-]→ pH > 7
Figur 10. pH-værdien afhænger af koncentrationen af oxoniumioner og hydroxidioner.
Figur 11. Ved en sur opløsning er der overskud af oxoniumioner. Neutral opløsning har lige mange oxoniumioner og hydroxid. I basiske opløsning er der overskud af hydroxid.
En opløsnings pH værdi er defineret ved minus titalslogaritmen til koncentrationen af oxoniumioner i opløsningen:
- pH = -log [H3O+].
Det betyder, at hver gang pH ændres med 1 vil koncentrationen af oxoniumioner ændres med en faktor 10. Fordelingen af oxoniumioner i forhold til pH værdi fremgår af tabel 1.
Tabel 1. Forholdet mellem pH-værdi og koncentrationen af oxoniumioner og hydroxidioner.
| pH | 1 | 3 | 5 | 7 | 9 | 12 | 14 |
| [H3O+] | 10-1 | 10-3 | 10-5 | 10-7 | 10-9 | 10-12 | 10-14 |
| [OH-] | 10-14 | 10-10 | 10-9 | 10-7 | 10-5 | 10-2 | 10-1 |
| Skala | sur | sur | sur | neutral | basisk | basisk | basisk |
Vand er en amfolyt og i rent vand vil koncentrationen af [H3O+] og [OH-] være 10-7 M. Forholdet mellem [H3O+] og [OH-] kaldes vands ionprodukt (Kv) og er vist i figur 14.
Kv = [H3O+] · [OH-] = 10-14 M2
10-7 M·10-7 M = 10-14 M2
Figur 14. Vands ionprodukt er koncentrationen af oxoniumioner gange med koncentrationen af hydroxidioner i rent vand.
Styrken af en syre eller base afhænger af, hvor god syren er til at afgive en hydron, og basen til at optage en hydron. For stærke syrer og baser vil reaktionen forløbe fuldstændigt, hvilket angiver, at alle reaktanter er omdannet til produkter, mens for svage syrer og baser vil reaktionen ikke være forløbet fuldstændigt, der vil stadig være reaktanter, der ikke er omdannet til produkter. Se eksempel på hydrogenchlorid (HCl), der omdannes fuldstændig, og ethansyre (CH3COOH) der ikke omdannes fuldstændigt. Bemærk antallet af start og slut molekyler.
Til stærke syrer og baser benyttes en pil, →, alle reaktanter er omdannet til produkt, mens der til svage syrer og baser benyttes en dobbeltpil, ⇋, der angiver, at det ikke er en fuldstændig reaktion, og der stadig er reaktanter tilbage. Der er opstået en ligevægt mellem reaktanter og produkter.
HCl (syre) + H2O (base) → Cl- (base) + H3O+ (syre)CH3COOH (syre) + H2O (base) ⇋ CH3COO- (base) + H3O+ (syre)
Figur 15. Reaktionsskemaer med enkelt pil og dobbelt harpun. HCl er en stærk syre mens CH3COOH er en svag syre.
En syres styrke bestemmes ud fra pKs værdien, mens en bases styrke bestemmes ud fra pKb. I tabel 2 er angivet udvalgte værdier for pKs og pKb.
0 < pKb < 10 → ikke stærk base
Figur 16. pKs og pKb og styrkeforhold.
Tabel 2. Udvalgte værdier for syrer og baser.
| Navn | Styrke syre | Syre | Ks (mol/L) | pKs | Base | Kb (mol/L) | pKb | Styrke base | Navn |
| Saltsyre | Stærk | HCl | 107 | -7 | Cl- | 10-21 | 21 | Meget svag | Chlorid |
| Svovlsyre | Stærk | H2SO4 | 103 | -3 | HSO4- | 10-17 | 17 | Meget svag | Hydrogensulfat |
| Fosforsyre | Middelstærk | H3PO4 | 7,59·10-3 | 2,12 | H2PO4- | 1,32·10-12 | 11,88 | Meget svag | Dihydrogenphosphat |
| Hydrogenfluorid | Middelstærk | HF | 6,76·10-4 | 3,17 | F- | 1,48·10-11 | 10,83 | Meget svag | Flourid |
| Ethansyre | Svag | CH3COOH | 1,74·10-5 | 4,76 | CH3COO- | 5,75·10-5 | 9,24 | Svag | Acetat |
| Ammonium | Svag | NH4+ | 5,62·10-10 | 9,25 | NH3 | 1,78·10-5 | 4,75 | Svag | Ammoniak |
| Dihydrogensulfid | Svag | H2S | 8,71·10-8 | 7,06 | HS- | 7,94·10-2 | 1,10 | Middelstærk | Hydrogensulfid |
| NaOH | Meget svag | H2O | 10-14 | 14 | OH- | 1 | 0 | Stærk | Hydroxid |
Ved beregning af pH anvendes forskellige beregningsmetoder afhængigt af syrens og basens styrke. På kemi C er det ikke nødvendigt, at forstå de bagvedliggende metoder, men det er vigtigt, at kende fremgangsmåden for at beregne pH.
For at beregne pH skal man først bestemme pKs eller pKb. Derefter følges vejledningen og værdier indsættes i felter.
Generelt bestemmes pH-værdien ved følgende formel:
- pH = -log[H3O+]
Hvis pH-værdien er kendt, kan oxoniumionkoncentrationen beregnes således:
- [H3O+] = 10-pH
For at udføre beregningerne kan du bruge følgende ressourcer:
Vejledning til beregning af pH for en syre:
- Find pKs
- Stærk eller ikke stærk syre
- Hvis stærk. Indtast koncentration af syren.
- Hvis ikke stærk. Indtast Ks fra tabel 2
- Indtast koncentration af syren
- Tryk beregn H3O+
- Positiv værdi vælges og overføres til feltet pH
- Tryk beregn pH
- Samme fremgangsmåde for baser.
Figur 17. Program til beregning af pH for syrer. Følg vejledningen.
Opgave 1
Hvad er definitionen på en syre og base i følge Brønsted-Lowry's? Giv et eksempler på en syre og en base.
Opgave 2
Hvad er en hydron?
Opgave 3
Opskriv reaktionen mellem 2 vandmolekyler. Angiv syre og base.
Opgave 4
Klassificér følgende forbindelser som enten syrer eller baser:
- HCl
- NH4+
- NH3
- CH3COOH
- OH-
- HS-
- H2SO4
Opskriv den korresponderende syre eller base.
Opgave 5
Forklar forskellen mellem en 0,1 M HCl og 1 M HCl opløsning af en syre.
Hvad angiver M?
Hvilken af opløsningerne har lavest pH? Hvorfor?
Opgave 6
Skriv de afstemte reaktionsskemaer for følgende syre-basereaktioner.
- HCl + NaOH →
- H2SO4 + NaOH →
- NH3 + H2O →
- CH3COOH + NH3 →
Opgave 7
Oxoniumionkoncentrationen er 10-9 M, er opløsning sur eller basisk?
Hydroxidionkoncentrationen er 10-5 M, er opløsning sur eller basisk?
Opgave 8
Beregn pH for følgende opløsninger.
- [H3O+] = 1,0 × 10-3 M
- [H3O+] = 5,0 × 10-1 M
- [H3O+] = 1,0 × 10-8 M
Opgave 9
Anvend vands ionprodukt til at beregne følgende:
Beregn [H3O+] ved:
- [OH⁻] = 1,0·10-2 mol/L
- [OH⁻] = 1,0·10-8 mol/L
- [OH⁻] = 7,0·10-3 mol/L
Beregn [OH-] ved:
- [H3O+] = 1,0·10-2 mol/L
- [H3O+] = 1,0·10-8 mol/L
- [H3O+] = 7,0·10-3 mol/L
Opgave 10
I en opløsning af NaOH er [OH⁻] = 1,0 × 10-2 M.
Beregn pH for denne opløsning.
I en anden opløsning er [OH⁻] = 1,0 × 10-4 M.
Beregn pH for denne opløsning.
Opgave 11
Hvad er forskellen på en svag syre og en stærk syre som CH3COOH og HCl?
Forklar ud fra følgende simulationer.
Opgave 12
Hvilken syre er stærkest hydrogenchlorid eller svovlsyre? Hvorfor?
Hvilken syre er stærkest ethansyre eller ammonium? Hvorfor?
Hvilken base er svagest CH3COO- eller NH3? Hvorfor?
Opgave 13
Beregn pH af en opløsning med [H3O+] = 6·10-5 mol/L .
Beregn [H3O+] i en opløsning med pH = 6,5.
Opgave 14
To opløsninger af ethansyre (CH3COOH) har en koncentration på 0,1 M og 1,0 M.
Beregn pH af opløsningerne.
Opgave 15
En opløsning af fosforsyre har en koncentration på 0,15 M.
Beregn pH af opløsningen.
Opgave 16
En opløsning af ammoniak har en koncentration på 0,24 M.
Beregn pH af opløsningen.