Syrer og baser

Syrer og baser kan bli forklart via syre-baseteori.

I vann er det en syre-baselikevekt, og det skjer en ionisering av vann (H2O) i vannholdige løsninger:

H2O + H2O ⇔ H3O+ +  OH-

med likevektskonstant Kc:

\(K_ c=\frac{\left[H_3O^+\right]\left[OH^-\right]}{{\left[H_2O\right]}^2}\)

For enkelhets skyld uttrykker vi dette som:

H2O ⇔ H+ +OH-

Ioneproduktkonstanten til vann Kw , som endrer seg med temperaturen, er:

Kw = [H+] [OH-]= 1·1014         (25oC)

S.P.L. Sørensen (1868-1939) utviklet pH-begrepet i 1909. pH er den negative logaritmen (grunntall 10 ) til konsentrasjonen av protoner ([H+]).

pH = -log [H+]

[H+] =10-pH

Hvis konsentrasjonen av H+ er 1·10-4 blir pH = 4

Ved nøytral pH er pH = 7 og  [H+] = [OH-] = 1·10-7 M (molar)

Eksempler på syrer er svovelsyre i bilbatterier, sitronsyre, eddiksyre, og askorbinsyre (vitamin C). Eksempler på baser er Mg(OH)2 brukt for å nøytralisere magesyre, og kaustisk soda, natronlut (NaOH) som bl.a. brukes til å lage såpe fra fett,  lute møbler, og er  ekstremt farlig for øyne og hud.

Syrer er stoffer som reagerer med vann og gir hydroniumioner (H3O+) og et anion.

Når vi har vann som løsningsmiddel skriver vi H+ istedet for H3O+ (hydroniumionet)

Ifølge Arrhenius er en syre som avgir hydrogenioner (H+) i vann og baser avgir hydroksylioner  (OH-) i vann, og nøytralisering skjer mellom disse og danner vann. Imidlertid blir dette et for snevert begrep siden det finnes nøytralisering hvor et proton (H+) og OH- ikke inngår. Lewis innførte et annet syre- og basebegrep  hvor en syre er en elektronparakseptor og base er en elektronpardonor.

Den danske kjemikeren Johannes Brønsted (1879-1947) kom med følgende definisjon: en syre er en protondonor og en base er en protonakseptor.

F.eks. vil eddiksyre (acetat) i reaksjon med vann danne et konjugert par hvor CH3COOH er en syre og CH3COO- er en base.

CH3COOH ⇔ CH3COO- + H+ 

\(K_a= \displaystyle\frac{[CH_3COO^-][H^+]}{[CH_3COOH]}= 1.74 \cdot 10^{-5}\)

\(pH= pK_a + \log_{10} \displaystyle\frac{\text{konjugert syre}}{\text{konjugert base}}= pK_a + \log_{10} \displaystyle\frac {[CH_3COO^-]}{ [CH_3COOH]}\)

Eddiksyre kan virke som en buffer, med best bufferkapasitet ved pH rundt pKa-verdien

CH3COOH ⇔ CH3COO- + H+ 

Hvis man tilsetter base (OH-) så vil H+ + OH- → H2O og likevekte forskyves mot høyre.

På samme vis blir det følgende konjugerte par hvor H2O blir en base og H3O+ blir en syre. Stoffer som kan både være en syre og base kalles amfotære (gr. amphoteros - delvis en og delvis en annen).

Ammoniakk (NH3) er en base og ammonium (NH4+) er en syre og det er en likevekt mellom dem bestemt av pKa-verdien, vist i et Bjerrumdiagram.

NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+

Den sure likevektskonstanten Ka er (evhenger bl.a. av temperatur)

\(K_a= \displaystyle\frac{ [NH_3][H^+]}{[NH_4 ^+]}= 5.6 \cdot 10^{-10}\)

\(pK_a = - \log_{10}K_a= 9.25\)

Sterke syrer er fullstendig ionisert i vann.Saltsyre (HCl), svovelsyre (H2SO4) og salpetersyre (HNO3) er sterk syrer. HCl er en gass i ren form og løst i vann gir den saltsyre som er en sterk syre (12M (molar) i konsentrert form) med fullstendig dissosiasjon:

HCl(g) + H2O → H3O+ + Cl-

Sterke syrer og baser er fullstendig ionisert.

Konsentrert svovelsyre inneholder 93-98% H2SO4 er 18M og har tetthet 1.8 g ml-1. Svovelsyre tar opp vann i en eksoterm reaksjon, og derfor må man aldri helle vann i konsentrert svovelsyre fordi da skjer den eksoterme reaksjonen på overflaten av syren som kan sprute utover. Husk SIV: syre i vann, ikke omvendt. 

Svake syrer er ikke så sterke protondonerer til vann. Eddiksyre (CH3COOH), karbonsyre (H2CO3) og blåsyre (HCN) er eksempler på svake syrer. 

Vi kan sette opp følgende likevekt for en syre med likevektskonstant Kc, hvor HA er den protoniserte syren (A-acid (syre)):

HA + H2O ⇔ H3O+ + A-

\(K_c=\frac{\left[H_3O^+\right]\left[A^-\right]}{\left[HA\right]\left[H_2O\right]}\)

Vi kan forenkle denne:

HA ⇔ H+ + A-

\(K_a=\frac{\left[H^+\right]\left[A^-\right]}{\left[HA\right]}\)

pKa = -logKa

Jo større verdi for Ka desto sterkere syre.

Vi har den generelle Henderson-Hasselbalch-ligningen:

\(pH= pK_a - log\frac{\left[konjugert\; syre\right]}{\left[konjugert\; base\right]}\)

Det finnes mange buffersystemer som gjør at det kan skje store endringer i konsentrasjonen av protoner uten at dette påvirker pH i samme grad. Et buffersystem f.eks. eddiksyre-acetat-buffer buffrer best rundt pKa-verdien. pH i blodet er fra 7.38 - 7.42, og blodet er buffret av karbonatbuffersystemet.

Syre-baseindikatorer er ofte svake syrer hvor den sure formen av indikatoren HIn har en farge og basen In- har en annen farge.

HIn ⇔ H+ + In-

Binære stoffer mellom hydrogen og ikke-metaller er syrer (binære syrer) eks. hydrogensulfid (H2S).

En syre blir nøytralisert når den reagerer med en base. For eksempel saltsyre (HCl) som blandes med natronlut (NaOH) hvor det dannes saltet natriumklorid (NaCl):

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Oksosyrer inneholder hydrogen, oksygen, samt et grunnstoff til eks. salpetersyre (HNO3), salpetersyrling (HNO2), svovelsyre (H2SO4), svovelsyrling (H2SO3), og perklorsyre (HClO4). Syrer med ett H som kan nøytraliseres kalles enprotisk (monoprotisk) syre, syrer med to eller flere H som kan nøytraliseres kalles polyprotisk.

En nøytralisering kan skje trinnvis, for eksempel svovelsyre (H2SO4) blandet med natronlut (NaOH):

H2SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O

H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O

Natriumhydrogensulfat (NaHSO4), natriumdihydrogenfosfat (NaH2PO4) og natriumhydrogenkarbonat (NaHCO3) er salter av toprotiske syrer.

Bygningsmaterialet marmor som også brukes til å lage statuer og mer eksklusive bygninger består av kalsiumkarbonat (CaCO3). Når marmor utsettes for saltsyre (HCl)  eller sur nedbør skjer følgende reaksjon hvor det dannes karbondioksid (CO2):

CaCO3 + HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

En dråpe syre på marmor gir brusing grunnet frigivelse av CO2.

Store mengder karbondioksid er bundet i havet som sedimenter med kalsiumkarbonat i form av kalsitt eller aragonitt.

Saltsyre (HCl) i reaksjon med magnesiumhydroksid (Mg(OH)2) kan brukes til å nøytralisere syre, f.eks. magesyre som består av saltsyre.

Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O

Både magnesiumhydroksid og kalsiumhydroksid (Ca(OH)2) er sterke baser, men de er lite løselige i vann, men det som er løst er fullstendig ionisert.

Kalsiumoksid er et basisk anhydrid som bl.a. finnes i sement og i reaksjon med vann skjer følgende reaksjon:

CaO + H2O → Ca(OH)2

Kalking vil si å tilføre basiske kalsium (Ca2+) eller magnesium (Mg2+)-salter for å bedre vekstforholdene for planter som mistrives på sur jord. Kalk kan tilføres som brent kalk (CaO), kalksteinsmel (CaCO3, kalsitt), hydratkalk (Ca(OH)2), dolomittkalk (CaMg(CO3)2), eller magnesitt (MgCO3).

Kalk framstilles ved oppvarming av kalkstein (CaCO3, kalkspat, kalsitt) i en kalkovn ved ca. 1000oC med følgende reaksjon:

CaCO3 → CaO + CO2

Bærum kommune har bilde av en kalkovn i sitt kommunevåpen.

Hydratkalk lages ved lesking av brent kalk med vann, en prosess med sterk varmeutvikling:

CaO + H2O → Ca(OH)2

Lesket kalk, sand og vann en sement blanding som ved muring herdes over tid ved opptak av karbondioksid:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

Karbonsyre (H2CO3) er en toprotisk syre:

\(K_{a1}=\frac{\left[H^+\right]\left[HCO_3^-\right]}{\left[H_2CO_3\right]}=4.5 \cdot 10^{-7}\)

\(K_{a2}=\frac{\left[H^+\right]\left[CO_3^{2-}\right]}{\left[HCO_3^-\right]}=4.7 \cdot 10^{-11}\)

Vi så tidligere at:

pKa = -log Ka

Disse tallene gir pKa1=log10(4.5·10-7)=6.35 og pKa2=log10(4.7·10-11)=10.33

Det er en pH-avhengig likevekt mellom CO2, HCO3- og CO32-:

Bjerrumdiagram pH-likvekt karbondioksid

Likevekten mellom CO2 og hydrogenkarbonat (bikarbonat, HCO3-):

CO2 + H2O ⇔ HCO3- + H+

\(K_{c1}= \frac{\left[HCO_3^-\right]\left[]H^+\right]}{\left[CO_2\right]}\)

\(pH = pK_1 - \log \frac{\left[CO_2\right]}{\left[HCO_3^-\right]}\)

Likevekten mellom bikarbonat og karbonat (CO32-):

HCO3- ⇔ CO32- + H+

\(K_{c2}= \frac{\left[CO_3^{2-}\right]\left[]H^+\right]}{\left[HCO_3^-\right]}\)

\(pH = pK_2 - \log \frac{\left[HCO_3^-\right]}{\left[CO_3^{2-}\right]}\)

Ved 20oC er pK1=6.392 og pK2=10.38.

Det er mer karbondioksid løst i vann enn det man forventer ut fra partialtrykket til CO2 og  Henrys lov siden karbondioksid finnes i andre former som virker som buffersystem. Det er en kalsium-karbonsyrelikevekt:

Ca(HCO3-)2 (høy løselighet) ⇔ CaCO3 (liten løselighet) + H2CO3

Natron (natriumbikarbonat eller natriumhydrogenkarbonat, NaHCO3) og hjortetakksalt (ammoniumhydrogenkarbonat, NH4HCO3) brukes som hevemiddel  i baking. Bakepulver inneholder natron, stivelse og en syre i saltform. Når dette blandes med vann  frigis CO2 ved sure betingelser:

NaHCO3 + H+ → Na+ + CO2 + H2O

Ved baking med bakegjær bryter gjærcellene ned sukkeret i stivelse (glukose i α-1-4-binding (amylose), samt glukose i α-1-4-binding og α-1,6-binding (amylopektin) ), og det dannes CO2 som fanges opp av blærer dannet av proteinet gluten i melet.

Pottaske (kaliumkarbonat, K2CO3) ble tidligere isolert ved utvasking fra aske av løvtrær, for eksempel bjerk. Pottaske virker basisk og ble også brukt til forsåpning av fett (bryter esterbindingen mellom syregruppene fettsyrene og hydroksylgruppene i glycerol) for å lage såpe.

Hydrater av metaller med høy ladningstetthet er svake syrer. Treverdig aluminium dannet under sure betingelser (Al3+) har nok ladningstetthet  til å binde til seg vann:

[Al(H2O)6]3+ + H2O → [Al(H2O)5OH-]2+ + H3O+

og trekke på elektroner,  og gjør at dette hydratet kan bli en protondonor. Aluminiumkjemi i vann er meget kompleks og det dannes mange former. Al3+ som det finnes mye av i sur tropisk laterittjord er ofte giftig for planter, unntatt bl.a. te-planten.

Hardt vann er grunnvann som inneholder mye kalsium (Ca2+), ferri- og ferrojern (Fe3+, Fe2+) og magnesium (Mg2+) som kan felle ut såpe. Såpe består av natriumsalter fra fettsyrer, f.eks. stearinsyre, og bindingen mellom fettsyrer og ionene i vannet ødelegger såpens egenskaper. Såpe virker ved at urenheter løses i fettsyrene og natrium gjør at det blir løselig i vann. En måte å fjerne ioner fra det harde vannet er å tilføre vaskesoda Na2CO3 ·10H20 slik at Ca2+ felles ut som kalsiumkarbonat (CaCO3). I saltvann bruker man i stedet en såpe basert på kalium-salt av fettsyrer. Siden det er lite kalium (K+) i saltvann sammenlignet med natrium (Na+)  og man unngår ioneeffektene med natrium.

Et annet problem med hardt vann er at hvis vannet inneholder mye bikarbonat (HCO3-) så felles det ut karbonater på innsiden av vannrør. Jfr. kjelestein. Detergenter (såpestoffer) kan være ioniske eller molekylære.

Klorin inneholder natriumhypokloritt (NaClO) løst i lut. Hypokloritt er et sterkt oksidasjonmiddel som bleker farger. Klor kan reagere med organiske forbindelser, og gi negative helseeffekter i klorrenseanlegg for drikkevann.

Når sitronsyre reagerer med natriumbikarbonat i vann dannes karbondioksid (jr. Alka-Selzer).

Kull og olje inneholder rester av svovel (S) som oksideres til svoveldioksid (SO2) ved forbrenning. Forbrenning er en rask reaksjon med oksygen som avgir både lys og varme. Svoveldioksid oksideres til sulfat i atmosfæren og bidrar i form av svovelsyre til sur nedbør. Det samme gjør nitrogenoksider dannet ved forbrenningsreaksjoner i motorer, og nitrogenoksider oksideres til nitrat i atmosfæren, og bidrar til sur nedbør i form av salpetersyre og salpetersyrling.

Svoveldioksid (SO2) kan fjernes i reaksjon med kalsiumhydroksid (Ca(OH)2)  hvor det dannes kalsiumsulfitt (CaSO3):

SO2 + Ca(OH)2 → CaSO3 + H2O

Nitrogenoksider  (NO, NO2) kalt NOx dannes i alle forbrenningsreaksjoner og på samme måte som SO2 blir disse oksidert i atmosfæren til nitrat og kommer ned med nedbøren som salpetersyre. I tillegg til syreskadene får man tilført naturen nitrat som virker som gjødsel og kan gi økosystemendring.  Skipsfart og dieselbiler produserer mye nitrogenoksider.

 

Det er en pH-avhengig likevekt mellom ammonium (NH4+) og ammoniakk (NH3), sistnevnte er en stikkende illeluktende giftig gass. Ammoniakk ble tidligere mye brukt i kjøleanlegg.

NH4+ ⇔ NH3 + H+

\(K_ a= \frac{\left[NH_3\right]\left[H^+\right]}{\left[NH_4^+\right]}\)

\(pH = pK_a - \log \frac{\left[NH_4^+\right]}{\left[NH_3\right]}\)

Hvor pKa=9.40 (20oC).

Vi har følgende pH-likevekter for fosfat med følgende pKa-verdier:

pK1=2.15, pK2=7.20, pK3=12.33

Det er også en pH-avhengig likevekt mellom de forskjellige formene av fosfor: fosforsyre (H3PO4), dihydrogenfosfat (H2PO4-), hydrogenfosfat (HPO42-) og fosfat (PO43-), hver med sine pKa-verdier:

H3PO4 ⇔ H2PO4- + H+

H2PO4- ⇔HPO42- + H+

HPO42- ⇔ PO43- + H+

Tilbake til hovedside

Publisert 12. aug. 2019 18:16 - Sist endret 15. mars 2020 15:52