4.1 Syre-base-teori | Kjemi 2

Brønsted-Lowrys teori, konjugerte syre-basepar, amfotere stoffer, Ka og pKa.

60 min

16 oppgaver

Brønsted-Lowrys teoriKonjugerte syre-baseparAmfotere stofferStyrke vs. konsentrasjonKa og pKa

Din fremgang i kapitlet

0 / 16 oppgaver

Brønsted-Lowrys syre-base-teori

I 1923 utviklet den danske kjemikeren Johannes Nicolaus Brønsted og den engelske kjemikeren Thomas Martin Lowry uavhengig av hverandre en moderne definisjon av syrer og baser.

Definisjon

Brønsted-Lowry-definisjonen:

Syre: Et stoff som kan gi fra seg et proton (H⁺)
- Også kalt protondonor
- Eksempel: HCl, CH₃COOH, H₂SO₄

Base: Et stoff som kan ta opp et proton (H⁺)
- Også kalt protonakseptor
- Eksempel: OH⁻, NH₃, H₂O

Viktig innsikt:
Syrer og baser defineres ut fra deres evne til å overføre protoner, ikke ut fra deres kjemiske sammensetning.

Generell syre-base-reaksjon

$\text{HA} + \text{B} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{BH}^+$

- HA = syre (gir fra seg H⁺)
- B = base (tar opp H⁺)
- A⁻ = konjugert base til HA
- BH⁺ = konjugert syre til B

Eksempel: Saltsyre i vann

$\text{HCl} + \text{H}_2\text{O} \to \text{Cl}^- + \text{H}_3\text{O}^+$

- HCl er syre (gir fra seg H⁺)
- H₂O er base (tar opp H⁺)
- Cl⁻ er konjugert base til HCl
- H₃O⁺ (hydroniumion) er konjugert syre til H₂O

Konjugerte syre-basepar

Konjugerte syre-basepar er to stoffer som skiller seg fra hverandre med ett proton (H⁺) . Eksempler: Syre Konjugert base HCl Cl⁻ CH₃COOH CH₃COO⁻ H₂SO₄ HSO₄⁻ HSO₄⁻ SO₄²⁻ H₃O⁺ H₂O H₂O OH⁻ NH₄⁺ NH₃ Merk: - Sterke syrer har svake konjugerte baser - Svake syrer har sterkere konjugerte baser

Syre	Konjugert base
HCl	Cl⁻
CH₃COOH	CH₃COO⁻
H₂SO₄	HSO₄⁻
HSO₄⁻	SO₄²⁻
H₃O⁺	H₂O
H₂O	OH⁻
NH₄⁺	NH₃

✏️Eksempel 1: Identifisere syrer, baser og konjugerte par

For reaksjonen:

$\text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+ + \text{OH}^-$

a) Identifiser syren og basen i fremoverreaksjonen
b) Identifiser de to konjugerte syre-baseparene

Løsning:

a) Syre og base i fremoverreaksjonen:

Fremoverreaksjon: NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH⁻

- H₂O gir fra seg H⁺ → syre
- NH₃ tar opp H⁺ → base

b) Konjugerte syre-basepar:

Par 1: H₂O / OH⁻
- H₂O er syren
- OH⁻ er den konjugerte basen (H₂O mistet H⁺)

Par 2: NH₄⁺ / NH₃
- NH₄⁺ er syren (konjugert syre til NH₃)
- NH₃ er basen

Illustrasjon:

Syre₁ Base₂ Base₁ Syre₂
H₂O + NH₃ ⇌ OH⁻ + NH₄⁺
↑ ↑ ↑ ↑
└────────┼─────────┘ │
└──────────────────┘
Par 1 Par 2

Amfotere stoffer

Noen stoffer kan opptre både som syre og base, avhengig av hvilken reaktant de møter. Slike stoffer kalles amfotere eller amfolytter.

Vann som amfoter substans

Vann er det viktigste amfotere stoffet:

Vann som base (tar opp H⁺):
$\text{HCl} + \text{H}_2\text{O} \to \text{Cl}^- + \text{H}_3\text{O}^+$

Vann som syre (gir fra seg H⁺):
$\text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+ + \text{OH}^-$

Andre amfotere stoffer

HSO₄⁻ (hydrogensulfat)

Som syre:
$\text{HSO}_4^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{SO}_4^{2-} + \text{H}_3\text{O}^+$

Som base:
$\text{HSO}_4^- + \text{H}_3\text{O}^+ \to \text{H}_2\text{SO}_4 + \text{H}_2\text{O}$

HCO₃⁻ (hydrogenkarbonat)

Som syre:
$\text{HCO}_3^- + \text{OH}^- \rightleftharpoons \text{CO}_3^{2-} + \text{H}_2\text{O}$

Som base:
$\text{HCO}_3^- + \text{H}_3\text{O}^+ \rightleftharpoons \text{H}_2\text{CO}_3 + \text{H}_2\text{O}$

HPO₄²⁻ (hydrogenfosfat)

Som syre:
$\text{HPO}_4^{2-} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{PO}_4^{3-} + \text{H}_3\text{O}^+$

Som base:
$\text{HPO}_4^{2-} + \text{H}_3\text{O}^+ \rightleftharpoons \text{H}_2\text{PO}_4^- + \text{H}_2\text{O}$

Fellesnevner for amfotere stoffer:
De har minst ett proton de kan gi fra seg, og minst ett fritt elektronpar de kan bruke til å ta opp et proton.

✏️Eksempel 2: Amfotere stoffer

Vis hvordan H₂PO₄⁻ (dihydrogenfosfat) kan opptre både som syre og base.

Skriv reaksjonslikninger for:
a) H₂PO₄⁻ som syre
b) H₂PO₄⁻ som base

Løsning:

a) H₂PO₄⁻ som syre (gir fra seg H⁺):

$\text{H}_2\text{PO}_4^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HPO}_4^{2-} + \text{H}_3\text{O}^+$

- H₂PO₄⁻ gir fra seg et proton
- H₂O fungerer som base
- Danner HPO₄²⁻ og H₃O⁺

b) H₂PO₄⁻ som base (tar opp H⁺):

$\text{H}_2\text{PO}_4^- + \text{H}_3\text{O}^+ \to \text{H}_3\text{PO}_4 + \text{H}_2\text{O}$

- H₂PO₄⁻ tar opp et proton
- H₃O⁺ fungerer som syre
- Danner H₃PO₄ (fosforsyre)

Konklusjon:
H₂PO₄⁻ er amfoter fordi den både kan gi fra seg og ta opp protoner.

Strukturell forklaring:
- H₂PO₄⁻ har to H-atomer den kan gi fra seg
- H₂PO₄⁻ har frie elektronpar på oksygenatomer som kan ta opp H⁺

Styrke vs konsentrasjon

Det er viktig å skille mellom syrestyrke og syrekonsentrasjon:

Syrestyrke

Syrestyrke beskriver hvor lett en syre gir fra seg protoner:

Sterke syrer:
- Dissosierer fullstendig i vann
- Likevekten ligger helt til høyre
- Eksempler: HCl, HNO₃, H₂SO₄

$\text{HCl} + \text{H}_2\text{O} \to \text{Cl}^- + \text{H}_3\text{O}^+$ (fullstendig)

Svake syrer:
- Dissosierer delvis i vann
- Likevekten ligger til venstre
- Eksempler: CH₃COOH, HF, H₂CO₃

$\text{CH}_3\text{COOH} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_3\text{O}^+$ (delvis)

Syrekonsentrasjon

Syrekonsentrasjon beskriver hvor mye syre som er til stede:

- Måles i mol/L (M)
- Uavhengig av styrke
- Kan ha høy konsentrasjon av svak syre
- Kan ha lav konsentrasjon av sterk syre

Sammenligning

Type	Styrke	Konsentrasjon	pH	Eksempel
Konsentrert sterk syre	Stor	Høy	Veldig lav	1 M HCl → pH ≈ 0
Fortynnet sterk syre	Stor	Lav	Lav	0,001 M HCl → pH ≈ 3
Konsentrert svak syre	Liten	Høy	Middels	1 M CH₃COOH → pH ≈ 2,4
Fortynnet svak syre	Liten	Lav	Høy	0,001 M CH₃COOH → pH ≈ 4

Viktig:
- En fortynnet sterk syre kan ha høyere pH enn en konsentrert svak syre
- Styrke sier noe om dissosiasjon
- Konsentrasjon sier noe om mengde

✏️Eksempel 3: Styrke vs konsentrasjon

Sammenlign følgende to løsninger:

Løsning A: 0,1 M HCl (sterk syre)
Løsning B: 1,0 M CH₃COOH (svak syre, Ka = 1,8 × 10⁻⁵)

a) Hvilken løsning har høyest syrekonsentrasjon?
b) Hvilken løsning har høyest [H₃O⁺]?
c) Hvilken har lavest pH?

Løsning:

a) Høyest syrekonsentrasjon:

Løsning B (1,0 M) har høyest syrekonsentrasjon.
- Løsning A: 0,1 M
- Løsning B: 1,0 M

b) Høyest [H₃O⁺]:

Løsning A:
HCl er sterk syre → dissosierer fullstendig
$[\text{H}_3\text{O}^+] = 0{,}1 \, \text{M}$

Løsning B:
CH₃COOH er svak syre → dissosierer delvis
For svake syrer: $[\text{H}_3\text{O}^+] = \sqrt{K_a \cdot c}$

$[\text{H}_3\text{O}^+] = \sqrt{(1{,}8 \times 10^{-5})(1{,}0)} = \sqrt{1{,}8 \times 10^{-5}}$

$= 4{,}2 \times 10^{-3} \, \text{M} = 0{,}0042 \, \text{M}$

Konklusjon: Løsning A har høyest [H₃O⁺] (0,1 M vs 0,0042 M)

c) Lavest pH:

$\text{pH}_A = -\log(0{,}1) = 1{,}0$

$\text{pH}_B = -\log(0{,}0042) = 2{,}4$

Løsning A har lavest pH.

Viktig innsikt:
Selv om løsning B har 10 ganger høyere syrekonsentrasjon, har løsning A lavere pH fordi HCl er en sterk syre som dissosierer fullstendig.

Syrekonstanten Ka

For å kvantifisere hvor sterk en syre er, bruker vi syrekonstanten Ka (syre-likevektskonstant).

Definisjon

For en generell svak syre HA:

$\text{HA} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{H}_3\text{O}^+$

Syrekonstanten Ka:

$K_a = \frac{[\text{A}^-][\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{HA}]}$

Merk:
- [H₂O] inngår ikke i uttrykket (konstant for fortynne te løsninger)
- Konsentrasjonene er likevektskonsentrasjoner
- Enheten til Ka er mol/L (M)

Tolkning av Ka

Stor Ka-verdi (Ka > 1):
- Sterk syre
- Dissosierer mye
- Likevekten ligger til høyre
- Mye H₃O⁺ dannes

Liten Ka-verdi (Ka < 1):
- Svak syre
- Dissosierer lite
- Likevekten ligger til venstre
- Lite H₃O⁺ dannes

Størrelsesorden for Ka

Ka-verdi	Syrestyrke	Eksempel
> 1	Sterk	HCl, HNO₃
10⁻² - 1	Moderat svak	H₃PO₄
10⁻⁵ - 10⁻²	Svak	CH₃COOH, HF
< 10⁻⁵	Meget svak	HCN, fenol

Eksempler:
- Eddiksyre (CH₃COOH): Ka = 1,8 × 10⁻⁵
- Flussyre (HF): Ka = 6,8 × 10⁻⁴
- Karbonsyre (H₂CO₃): Ka₁ = 4,3 × 10⁻⁷

pKa

I stedet for å jobbe med svært små Ka-verdier, bruker vi ofte pKa:

Definisjon

$\text{pK}_a = -\log K_a$

$K_a = 10^{-\text{pK}_a}$

Relasjon til pH:
- pKa er definert analogt med pH = -log[H₃O⁺]
- pKa er et mål på syrestyrke

Tolkning av pKa

Liten pKa (pKa < 0):
- Stor Ka
- Sterk syre
- Dissosierer mye

Stor pKa (pKa > 7):
- Liten Ka
- Svak syre
- Dissosierer lite

Sammenheng mellom Ka og pKa

Syre	Ka	pKa	Styrke
HCl	~10⁶	~-6	Veldig sterk
HNO₃	~10²	~-2	Sterk
HF	6,8 × 10⁻⁴	3,17	Moderat svak
CH₃COOH	1,8 × 10⁻⁵	4,74	Svak
HCN	6,2 × 10⁻¹⁰	9,21	Meget svak
Fenol	1,0 × 10⁻¹⁰	10,0	Meget svak

Viktig sammenheng:

\text{pK}_a + \text{pK}_b = 14{,}00

(ved 25°C)
der Kb er basekonstanten for den konjugerte basen.

## Tabell: Vanlige syrer og baser med Ka/pKa ### Sterke syrer (Ka >> 1, pKa < 0) | Syre | Formel | Ka | pKa | |------|--------|-----|------| | Perklorsy re | HClO₄ | ~10⁹ | ~-9 | | Saltsyre | HCl | ~10⁶ | ~-6 | | Svovelsyre (1. trinn) | H₂SO₄ | ~10³ | ~-3 | | Salpetersyre | HNO₃ | ~10² | ~-2 | | Hydronium | H₃O⁺ | 1 | 0 | ### Svake syrer (Ka < 1, pKa > 0) | Syre | Formel | Ka | pKa | |------|--------|-----|------| | Hydrogensulfat | HSO₄⁻ | 1,2 \times 10⁻² | 1,92 | | Fosforsyre (1. trinn) | H₃PO₄ | 7,5 \times 10⁻³ | 2,12 | | Flussyre | HF | 6,8 \times 10⁻⁴ | 3,17 | | Eddiksyre | CH₃COOH | 1,8 \times 10⁻⁵ | 4,74 | | Karbonsyre (1. trinn) | H₂CO₃ | 4,3 \times 10⁻⁷ | 6,37 | | Hydrogensulfid (1. trinn) | H₂S | 1,0 \times 10⁻⁷ | 7,0 | | Dihydrogenfosfat | H₂PO₄⁻ | 6,2 \times 10⁻⁸ | 7,21 | | Ammoniumumion | NH₄⁺ | 5,6 \times 10⁻¹⁰ | 9,25 | | Cyanvannstoff | HCN | 6,2 \times 10⁻¹⁰ | 9,21 | | Fenol | C₆H₅OH | 1,0 \times 10⁻¹⁰ | 10,0 | | Hydrogenkarbonat | HCO₃⁻ | 4,7 \times 10⁻¹¹ | 10,33 | | Hydrogenfosfat | HPO₄²⁻ | 4,8 \times 10⁻¹³ | 12,32 | | Vann | H₂O | 1,0 \times 10⁻¹⁴ | 14,0 | ### Sterke baser (Kb >> 1) | Base | Formel | Kb | pKb | |------|--------|-----|------| | Oksid | O²⁻ | ~10²³ | ~-23 | | Hydroxid | OH⁻ | ~10⁹ | ~-9 | | Amid | NH₂⁻ | ~10⁵ | ~-5 | ### Svake baser (Kb < 1) | Base | Formel | Kb | pKb | |------|--------|-----|------| | Ammoniakk | NH₃ | 1,8 \times 10⁻⁵ | 4,75 | | Metylamn | CH₃NH₂ | 4,4 \times 10⁻⁴ | 3,36 | | Karbonat | CO₃²⁻ | 2,1 \times 10⁻⁴ | 3,67 | | Acetat | CH₃COO⁻ | 5,6 \times 10⁻¹⁰ | 9,26 | **Merk:** pKa + pKb = 14,00 for konjugerte par ved 25°C

✏️Eksempel 4: Beregne Ka fra pKa

Eddiksyre (CH₃COOH) har pKa = 4,74 ved 25°C.

a) Beregn Ka for eddiksyre
b) Er eddiksyre en sterk eller svak syre?
c) Hva er pKb for acetat-ion (CH₃COO⁻)?

Løsning:

a) Beregn Ka:

$K_a = 10^{-\text{pK}_a}$

$K_a = 10^{-4{,}74}$

$K_a = 1{,}82 \times 10^{-5} \, \text{M}$

b) Styrke:

Ka = 1,82 × 10⁻⁵ << 1

Eddiksyre er en svak syre.
- Dissosierer bare delvis i vann
- Likevekten ligger til venstre
- Kun ca. 1,3% dissosierer i 1 M løsning

c) pKb for acetat:

For konjugerte par gjelder:

$\text{pK}_a + \text{pK}_b = 14{,}00$

$\text{pK}_b = 14{,}00 - 4{,}74 = 9{,}26$

Alternativt via Kb:

$K_w = K_a \cdot K_b$

$K_b = \frac{K_w}{K_a} = \frac{1{,}0 \times 10^{-14}}{1{,}82 \times 10^{-5}}$

$= 5{,}49 \times 10^{-10} \, \text{M}$

$\text{pK}_b = -\log(5{,}49 \times 10^{-10}) = 9{,}26$

Tolkning:
Acetat er en svak base (stor pKb).

📝Oppgave 4-1

Identifiser syren og basen i følgende reaksjoner:

HNO₃ + H₂O → NO₃⁻ + H₃O⁺

NH₃ + HCl → NH₄⁺ + Cl⁻

H₂SO₄ + OH⁻ → HSO₄⁻ + H₂O

HCO₃⁻ + H₃O⁺ → H₂CO₃ + H₂O