Syror

En syra är en substans som ökar koncentrationen av H+ joner i en vattenlösning. Syror har förmågan att lösa upp oädla metaller och är generellt frätande.

En standardreaktion för en syra (till exempel saltsyra löst i vatten) är:

H2O + HCl ⟶ H3O+ + Cl-

H3O+ kallas oxoniumjoner och det är dessa joner som ger vattnet dess sura egenskaper. Högre koncentration av H3O+ i vattnet innebär lägre pH-värde.

Protolysering och deprotonering

När en syra avger en proton till ett annat ämne, säger man att syran har genomgått protolys eller deprotonering. Det är också korrekt att beskriva detta som att syran är protolyserad eller deprotonerad.

Syrors egenskaper

En syra har frätande egenskaper när koncentrationen av H+ är tillräckligt hög. Detta beror på att protonövergångar till det reagerande materialet bryter ned eller ökar dess vattenlöslighet.

På tungans yta finns receptorceller som kan känna av koncentrationen av H+, vilket gör att vi kan uppfatta den sura smaken hos det vi äter.

Starka syror

När man löser en stark syra i vatten avger de flesta syramolekylerna sina protoner till vattnet. Exempel på starka syror inkluderar väteklorid (saltsyra) med kemisk formel HCl, svavelsyra med formeln H2SO4 och salpetersyra med formeln HNO3. Alla dessa syror har förmågan att lösa upp metaller, dock kan exempelvis guld inte lösas av någon av dessa syror om de endast tillåts att verka ensamma. Blandar man däremot saltsyra och salpetersyra erhåller man kungsvatten, som kan lösa också guld.

Svavelsyra är en tvåprotonig syra, vilket innebär att den kan avge protoner i två steg. Först avges en proton från den starka svavelsyran och kvar finns en vätesulfatjon, HSO4–, vilken är en svag syra men också en jon.

Svaga syror

När man löser en svag syra i vatten avger endast en liten del av syramolekylerna sina protoner till vattnet, vanligtvis mindre än 2%. På grund av detta blir pH-värdet inte lika lågt som om man hade löst en stark syra i vattnet.

Exempel på svaga syror inkluderar kolsyra med kemisk formel H2CO3 och ättiksyra, även känd som ättikacid med formeln CH3COOH. En svag syra orsakar att pH i lösningen inte ökar i så stor utsträckning som det skulle göra om man försökte öka pH genom tillsats av en bas. När protoner försvinner från lösningen så frigörs protoner från den svaga syran och pH ökar långsammare.

Metalljoner som syror

I många fall kan metalljoner fungera som syror genom att binda upp vattenmolekyler och sedan frigöra en vätejon från en av dessa. Ett exempel är aluminiumjonen, som i vattenlösning först bildar komplex med vattenmolekyler och sedan kan deprotonera en av vattenmolekylerna för att öka surheten i lösningen:

[Al(H2O)6]3+ ⇌ [Al(H2O)5OH]2+ + H+

En syras styrka

För att beskriva syrans styrka används syrakonstanten, vanligtvis betecknad som Ka. Eftersom värdena för Ka är små, används ofta minuslogaritmering för att ge pKa-värden som är mer hanterbara och ger siffror i en mer praktisk omfattning. Ju mindre pKa-värdet är, desto mer av syran protolyseras och frigör protoner.

Vanliga syror och deras pKa

Namn	Summaformel	pKa1	pKa2
Vatten	H2O	15,74
Ättiksyra	CH3COOH eller HAc	4,76
Kolsyra	H2CO3	3,60	10,33
Salpetersyra	HNO3	-1,4
Svavelsyra	H2SO4	-3,0	2,0
Saltsyra	HCl	-8,0

Baser

En bas är en substans som har en tendens att ta upp protoner från andra ämnen i dess närhet. För att kunna ta upp en proton måste en bas ha ett fritt elektronpar.

En standardreaktion för en bas är när natriumhydroxid löses i vatten:

NaOH(s) → H2O + Na+(aq) + OH-(aq)

OH- (hydroxidjonen) är det som ger vatten dess basiska egenskaper. Ju mer OH- som finns i en lösning, desto mindre H3O+ finns det vilket ökar pH-värdet.

Basers egenskaper

Baser är frätande och har en tendens att lösa upp organisk vävnad. Om man får bas på huden kan det kännas tvåligt eftersom basen bryter ner fettet i huden genom basisk esterhydrolys och skapar fettsyror som liknar de i tvål.

Vid arbete med baser är det viktigt att alltid bära skyddsglasögon, eftersom baser snabbt kan orsaka skador på ögonen, även vid låga koncentrationer.

Starka baser

Den enda relevanta starka basen som studeras i gymnasiekemin är natriumhydroxid (NaOH). Eftersom detta är en jonförening sker ingen kemisk reaktion när den löses upp i vatten, till skillnad från de starka syrorna som visades ovan. I stort sett allt NaOH som tillsätts till vattnet löser sig och bildar Na+ och OH- joner enligt reaktionen:

NaOH(s) → H2O + Na+(aq) + OH-(aq)

Svaga baser

När man löser en svag bas i vatten tar bara en del av basmolekylerna upp protoner från vattnet, vilket resulterar i att pH inte blir lika högt som om man hade löst en stark bas i samma vattenlösning.

Ett exempel på en svag bas är ammoniak (NH3):

NH3(aq) + H2O ⇌ NH4+(aq) + OH-(aq)

Ammoniak fungerar som en svag bas och påverkar pH-värdet i lösningen i mindre omfattning än en stark bas. När fler protoner dyker upp i lösningen tas de upp av den svaga basen vilket resulterar i en långsam minskning av pH-värdet.

Styrkan hos en bas

För att beskriva en bas kan man använda baskonstanten Kb för basen i sig eller syrakonstanten Ka för basens korresponderande syra. Att använda Ka ger möjligheten att enkelt jämföra styrkan hos olika syror. Om en bas och en syra blandas, kan man enkelt se vilken av syran eller basens korresponderande syra som kommer att bli protonerad.

Vanliga baser och deras pK_b (och korresponderande syras pK_a)

Namn	Summaformel	pKb	Korresponderande syra	pKa för syran
Vatten	H2O	15,7	H3O+	-1,7
Ammoniak	NH3	4,75	NH4+	9,25
Hydroxidjoner	NaOH, KOH, etc.	-1,7	H2O	15,7

pH

Syror och baser spelar viktiga roller i kemiska reaktioner. För att förstå deras funktioner är det första steget att lära sig vad pH är och hur det påverkar syrornas och basernas egenskaper.

Vad är pH?

pH är ett mått på koncentrationen av oxoniumjoner (H3O+) i en lösning. Trots att pH-skalan oftast sägs omfatta värden från 0 till 14, kan tal både över och under dessa förekomma. Inom kemiska sammanhang skrivs ofta H3O+ även som H+, eftersom det faktiskt enbart är H+-jonen som rör sig och reagerar. Ju högre koncentration av H3O+ i en lösning, desto lägre är dess pH-värde.

Hur beräknar man pH? 

pH kan förenklat definieras enligt formeln pH=−lg([H+]mol/dm3). Det innebär att man tar logaritmen av koncentrationen av H+ (eller H3O+) för att beräkna pH. Att enheterna mol/dm3 används beror på att pH saknar enhet, och det krävs en eliminering av enheten för vätejonens koncentration i formeln.

I destillerat vatten vid 25 grader Celsius finns det en koncentration av 10^(-7) mol/dm3 H+. Med andra ord är [H+] = 10^(-7) mol/dm3, vilket ger pH=−lg(10^(-7)) = 7.

Hur beräknar man [H⁺] om man vet pH?

Det är användbart att kunna beräkna pH, men det är också värdefullt att kunna räkna “baklänges” och bestämma koncentrationen av vätejoner (oxoniumjoner) i en lösning. Detta kan uppnås med följande formel:

[H+]=10^(-pH) mol/dm^3, vilket oftast skrivs som: [H+]=10^(-pH).

Viktiga formler

pH=−lg([H+]mol/dm3)pH=−lg⁡([H+]mol/dm3) vilken ofta skrivs som: pH=−lg([H+])pH=−lg⁡([H+]).

[H+]=10−pHmol/dm3[H+]=10−pHmol/dm3 vilken ofta skrivs som: [H+]=10−pH[H+]=10−pH.

Syra-baspar

Ett syra-baspar består av de former som en syra respektive en bas kan anta.

För varje syra finns det en motsvarande bas, och för varje bas finns det en motsvarande syra. Dessa två tillsammans kallas för ett syra-baspar. Till exempel, saltsyra (HCl) har kloridjonen (Cl-) som dess motsvarande bas. Ammoniak (NH3), som är en bas, har den motsvarande syran NH4+.

För enprotoniga syror gäller:

• En stark syra har oftast en svag korresponderande bas.
• En svag syra har oftast en stark korresponderade bas.

För baser gäller:

• En stark bas har oftast en svag korresponderande syra.
• En svag bas har oftast en stark korresponderade syra.

Syrabasreaktion

En syra-basreaktion inträffar när det sker en överföring av protoner mellan två olika ämnen, vanligtvis mellan en syra eller bas och vatten. Det är viktigt att notera att en syra-basreaktion kräver två syra-baspar. I denna process måste något ge ifrån sig en proton, medan något annat måste ta emot den.

Syrakonstanten

När man matematiskt beräknar hur mycket av en syra som har protolyserats (dvs. förlorat sina protoner), använder man syrakonstanten Ka. Syrakonstanten är kopplad till jämviktskonstanten och visar graden av protolys för en given syra. För en svag syra kommer reaktionen att vara förskjuten vänsterut och endast en liten andel av syramolekylerna kommer att ha avlämnat sina protoner. För en stark syra är reaktionen förskjuten åt andra sidan, med endast ett fåtal eller inga syramolekyler kvar som inte har avgett sina protoner.

Ka = K × [H2O] = [H3O+] × [Base] / [Acid]

Vattenkoncentrationen införs i Ka-formeln för att undvika att behöva ta hänsyn till och dela med detta varje gång man utför en beräkning. Dessutom förblir koncentrationen av vatten i stort sett konstant i en vattenlösning.

K_a har därmed enheten mol/dm³.

• Om K_a är högt är det en stark syra.
• Om K_a är lågt är det en svag syra.

Man kan även minuslogaritmera K_a, och få ut pK_a på en syra.

• Om pK_a är högt är det en svag syra.
• Om pK_a är lågt är det en stark syra.

Något som är viktigt att tänka på är att speciellt svaga syror fungerar som jämvikter. Om vi tillsätter en stark syra till lösningen kommer jämvikten för den svaga syran att förskjutas åt vänster, då den korresponderande basen på höger sida i reaktionsformeln tar upp protoner.

Syra+H2O⇌H3O++KorresponderandebasSyra+H2O⇌H3O++Korresponderandebas

Viktiga formler

Ka=[H3O+]×[Bas][Syra]

pKa=−lg(Ka)

Ka=10^(-pKa)

Baskonstanten

För att beräkna mängden hydroxidjoner som en bas bildar i en lösning, använder man baskonstanten Kb. Baskonstanten är kopplad till jämviktskonstanten vid en basreaktion och visar graden av bildning av hydroxidjoner i lösningen. För en svag bas kommer reaktionen att vara förskjuten vänsterut och endast en liten andel av basmolekylerna kommer att ha tagit upp protoner. För en stark bas är reaktionen förskjuten åt motsatt håll, med endast ett fåtal eller inga basmolekyler kvar.

Kb=K×[H2O]=[OH−]×[Acid] / [Base]

Man inkluderar vattenkoncentrationen i Kb-formeln för att undvika att behöva ta hänsyn till och dela med denna varje gång man utför en beräkning. Koncentrationen av vatten förblir i stort sett konstant i en vattenlösning.

K_b har därmed enheten mol/dm³.

• Om K_b är högt är det en stark bas.
• Om K_b är lågt är det en svag bas.

Man kan även minuslogaritmera K_b, och få ut pK_b på en bas.

• Om pK_b är högt är det en svag bas.
• Om pK_b är lågt är det en stark bas.

Något som är viktigt att tänka på är att speciellt svaga baser fungerar som jämvikter. Om vi på något sätt höjer hydroxidjonskoncentrationen i lösningen kommer jämvikten för den svaga basen att förskjutas åt vänster, då den korresponderande syran på höger sida i reaktionsformeln ger ifrån sig protoner.

Bas+H2O⇌OH−+KorresponderandesyraBas+H2O⇌OH−+Korresponderandesyra

Det är ovanligt att se tabeller över baskonstanter eftersom Ka och Kb beskriver två relaterade egenskaper som kan kopplas samman med hjälp av vattnets protolyskonstant, Kw. Sambandet mellan dem är:

Ka * Kb = Kw

Detta kan även skrivas som:

pKa + pKb = pKw

För en syra har vi en viss syrakonstant. Den korresponderande basens baskonstant kan beräknas via formlerna ovan.

Kb = [OH-] × [Syra] / [Bas]

pKb = -lg(Kb)

Kb = 10^(-pKb)

Ka * Kb = Kw

pKa + pKb = pKw

Buffertlösning

En buffertlösning är en vattenlösning som vanligtvis innehåller en svag syra och dess korresponderande bas i någon proportion. Buffertlösningens huvudfunktion är att bibehålla ett stabilt pH-värde. Om pH i lösningen ökar, kommer den svaga syran avge H+ för att sänka pH igen. Om pH minskar, kommer basen att ta upp H+ och pH ökar igen.

Den optimala buffertkapaciteten uppstår vid en 1:1-förhållande mellan syran och dess korresponderande bas. Vid detta förhållande är pH = pKa för syran, och en buffertlösning buffrar bäst vid ett pH nära syrans pKa.

Buffertlösningar används inom många levande organismer, inklusive människor, för att reglera pH. I blodet fungerar buffertlösningen för att hålla pH inom ett snävt område som är nödvändigt för överlevnad.

Syra-basberäkningar

Avsnittet består av exempeluppgifter på syra-basberäkningar. Dessa övningsuppgifter avser att tillämpa kunskapen som tidigare presenterats. För att förbättra innehållet, vänligen kontakta oss om du anser att det saknas specifika exempel. Titlarna är ordnade efter de moment där dessa beräkningar förekommer inom gymnasiekemin.

Starka syror

Tänk på att:

• Starka syror protolyseras till 100 %.
• Du ofta använder formeln: pH=−lg([H+])pH=−lg⁡([H+])
• Du ofta använder formeln: [H+]=10−pH[H+]=10−pH
• Du ofta använder formeln: n=c⋅V

ÖvningsuppgiftSvarLösning

Du har 0,05 mol HCl i en 1 dl lösning. Vad blir pH för lösningen?

HCl(aq)⟶H+(aq)+Cl−(aq)HCl(aq)⟶H+(aq)+Cl−(aq)

n(HCl)=0,05mol

n(HCl)=n(H+)

n(H+)=0,05mol

V=0,1dm3

c=nV=0,05mol0,1dm3=0,5mol/dm3

pH=−lg([H+])=−lg(0,5mol/dm3)=0,3pH=−lg⁡([H+])=−lg⁡(0,5mol/dm3)=0,3

ÖvningsuppgiftSvarLösning

Du mäter upp ett pH på 2.0 i en lösning. Vilken koncentration av vätejoner finns i lösningen?

[H+]=10−pHmol/dm3=10−2mol/dm3=0,01mol/dm3[H+]=10−pHmol/dm3=10−2mol/dm3=0,01mol/dm3

Starka baser

Tänk på att:

• I en stark bas kommer alla basmolekyler att delta i att öka koncentrationen av OH^– i lösningen.
• Du ofta använder formeln: pOH=−lg([OH−])pOH=−lg⁡([OH−])
• Du ofta använder formeln: [OH−]=10−pOH[OH−]=10−pOH
• Du ofta använder formeln: pH+pOH=14