Acids and bases

1. Acids and bases Eller syror och baser

2. Starka syror och baser • I A-kursen studerades i huvudsak starka syror och baser • Starka syror är sådana som fullständigt protolyseras, dvs. där alla syra-partiklar avger protoner (eller vätejoner). Detta ger jämvikter starkt förskjutna åt höger. • I detta kapitel kommer vi titta, i huvudsak spå svaga syror och baser. • Vi kan nu använda jämviktsekvationen för att gradera dess styrka. ( i det senaste kapitlet behandlade vi uteslutande gasjämvikter, men jämviktsekvationen kan även användas på vätskor)

3. Ättiksyra • Eller etansyra, som är det systematiska namnet har formeln CH3COOH. Då det blir mycket att skriva använder man ofta en kortformel för ättiksyra, HAc, där H+ är den bekanta vätejonen och Ac- kallas acetatjon. • Ättiksyra är, likt de flesta organiska syror, en svag syra. • Protolysreaktionen kan skrivas HAc + H2O  H3O+ + Ac-.

4. Jämviktsekvationen • Blir • I utspädda syralösningar har [H2O] i princip samma värde som rent vatten. (Hur beräknar man koncentrationen vatten i vatten?) • Vi kan anta att vatten får detta värde i alla utspädda lösningar och vi kan förenkla jämviktsuttrycket…

5. Syrans protolyskonstant, Ka • …som blir • a kommer från engelskans acid. Ka kallas syrans protolyskonstant eller kortare, syrakonstanten. • Ju mindre mätetal Ka har, ju svagare syra. • I tabellen på s. 56 anges, förutom Ka, för några syror och pKa. pKa definieras analogt med pH. • pKa = - log Ka och Ka = 10-pKa mol/dm3

6. Amfolyten vatten • Vatten är en amfolyt. Dvs. den kan fungera både som syra och bas. • Detta gör att i en vattenlösning ställer jämvikten in sig • H2O + H2O ⇔ H3O+ + OH-

7. Vattnets jonprodukt • Jämviktskvoten blir • Men eftersom [H2O] är konstant (vi visade det förra gången) kan vi skriva • Där Kw är en ny konstant, vattnets protolyskonstant, eller vattnets jonprodukt.

8. Vid 25 °C är Kw = 1,0 x 10-14 (mol x dm-3) • Kw ökar med stigande temperatur. Reaktionen H2O + H2O ⇔ H3O+ + OH- är alltså endoterm. • Vid en given temperatur kommer alltså produkten • Ha ett konstant värde. Om [H3O+] halveras kommer [OH-] dubblas

9. Log • På samma sätt som vi bildat pH och pKa, kan vi skapa pKw. • pKw = -log Kw och Kw = 10-pKw • Vi kan också skapa pOH, • pOH = -log [OH-] och [OH-] = 10-pOH • Med jhälp av dessa uttryck kan vi skriva vattnets jonprodukt Kw = [H3O+] x [OH-] som 10-Kw = 10-pH x 10-pOH , vilket kan förenklas till 10-Kw = 10-pH + pOH • Det ger pKw = pH + pOH

10. Eftersom Kw = 1,0 x 10-14 (mol x dm-3), Vid 25 °C • Borde pKw vara –log 1,0 x 10-14 • Alltså 14. • Så vid 25 °C kommer pH + pOH = 14

11. Baskonstanten Kb • Kan vi bilda för svaga baser, så samma sätt som vi bildade syrakonstanten. • Ammoniak protolyseras i vatten enl: • NH3 + H2O ⇔ NH4+ + OH- • Jämvikten blir

12. Men eftersom koncentrationen vatten i vatten är konstant, kan vi lyfta ut [H2O] och baka in den i K, så skapar vi Kb. • Istället för Kb kan man ange pKb. • pKb = -log Kb

13. Syra-bas-par • I tabellen på sidan 56 är syror listade i den vänstra spalten och i den högra listats baser. Ser ni något samband mellan en syra och en bas på samma rad? • Om syran längst ner i tabellen(som har ett lågt Ka – värde och därmer är en mycket svag syra) protolyseras. Vad bilas? • Jo, basen på samma rad i den högra kolumnen. Den korresponderande basen till en svag syra är relativt stark. (ett hägt värde på Kb)

14. För svaga syror och baser är protolysreaktionen reversibel. • För ammoniak gäller: NH3 + H2O ⇔ NH4+ + OH-, där Kb blir • När jämvikt råder finns produkten NH4+, som ju är en syra, i lösning. Då gäller samtidigt att

15. Om vi multiplicerar uttrycken för Ka(NH4+) och Kb(NH3) får vi • Efter förenkling får vi [H3O+] x [OH-] • Det uttrycket känner vi igen va?

16. Ja det är ju Kw. • Alltså: Kax Kb = Kw • Eller pKa+ pKb = pKw

17. Joners protolys • Vad får en vattenlösning av natriumklorid för pH? • Vad får en vattenlösning av natriumacetat (NaAc) för pH? • Ja, den övre reaktionen ger en neutral lösning, men den undre kommer får en basisk reaktion. • Varför?

18. Jo, kloridjonen är den korresponderade basen till HCl. Då HCl är en mycket stark syra måste Cl- vara en mycket svag bas, annars skulle den ju inte låta protolyseras fullständigt. • Acetatjonen är korresponderande bas till den relativt svaga syran HAc. Ac- måste alltså har starkare baskaraktär än Cl- . Ac- är så stark bas att den kan ta protoner från vattenmolekylen

19. Det finns fler exempel på alkalisalter av svaga syror som får basisk reaktion. • Na2CO3 (natriumkarbonat) är ett exempel. • Karbonatjonen finns ju i kolsyra (H2CO3) som är en svag syra. Då bör karbonatjonen ha goda basegenskaper.

20. Joner kan även vara syror • Ammoniumklorid (salmiak) har svagt sur reaktion. Ammoniumjonen, NH4+, är en svag syra

21. Hydratiserade metalljoner • En vattenlösning av aluminiumklorid, AlCl3 har sur reaktion. • I vattenlösning binder varje aluminiumjon 6 st vattenmolekyler. • Al(H2O)63+ protolyseras enl. följande: • Al(H2O)63+ + H2O ⇔ Al(OH)(H2O)52+ + H3O+ • Fler två- och trevärda metalljoner som hydratiserats fungerar som syror. • Envärda hydratiserade metalljoner är däremot så svaga svaga att man kan bortse från deras protolys.

22. Joner som amfolyter • Det finns syror som protolyseras i flera steg, ex H2CO3. • Efter det första protolyssteget får vi HCO3- . Vätekarbonatjonen kan antigen vidare avge nästa proton eller ta tillbaka den förra. Den kan alltså fungera både som bas och syra och är likt vatten, en amfolyt.

23. Neutralisation • Får en lite vidare betydelse nu än förut… • Neutraliserar man ekvivalenta mängder av en stark syra med en stark bas kommer vi får en neutral lösning. • Men använder vi däremot en svag syra och en stark bas får vi vatten och ett salt där den svaga syrans korresponderande bas ingår. I vattenlösning är salterna oftast lättlösliga. Därmed har vi den svaga syrans korresponderande bas i vattenlösningen. En svag syras korresponderande bas är oftast en tillräckligt stark bas för att kunna ta H+ från vattenmolekylen och reaktionen blir, trotts neutralisationen av ekvivalenta mängder syra – bas, ändå basisk.

24. Syra - bastitrering • När ni i A-kursen titrerade använde ni en stark bas som titrator, för att bestämma halten stark syra i ett prov. • När man tillsatt ekvivalent mängd bas kommer syra neutraliserats och pH~7. Detta mätte ni med en indikator som har färgomslag i närheten av pH 7. Jag tror ni använde BTB som har färtgomslag mellan pH 6 – pH 7,6.

25. Titrerkurva • Ni tillsatte titrator tills ni fick färgomsalg och utgick sedan från mängden tillsatt bas för at beräkna substansmängden syra. • Man kan under hela försöket, med jämna mellanrum mäta pH vid en viss mängd tillsatt titrator. Då kan man avsätta pH mot mängd tillsatt titatorlösning i ett diagram. Då får man en sk. titrerkurva. Se s. 68

26. Titrering av en svag syra • Om man ska titrera en svag syra med en starkare bas, måste man fundera över vilka joner man får i lösningen efter neutralisationen, när ekvivalenta mängder syra – bas är tillsatta. Vi har ju sett innan ann neutralisation av en svag syra inte alltid ger en lösning med pH7. (ättiksyra tex) • Vad berodde det på?

27. Om vi titrerar 50 cm3, 0,1 mol/dm3 ättiksyra med 50 cm3, 0,1 mol/dm3 NaOH, kommer vi få en natriumacetatlösning med en koncentration på 0,05 mol/dm3 (volymen är ju nu dubbelt så stor). • I exempel 4.6 på s 63 har en 0,05mol/dm3 ättiksyralösning ett pH~8,7. • Vi ekvivalenspunkten kommer vi alltså ha pH~8,7. Då måste vi se till att välja en indikator som har färgomslag i närheten. Den enda av de vanligt förekommande är Fenolftalein, som har färgomslag mellan 8,3 och 9.8

28. Halvtitrerpunkten • När hälften av syran har neutraliserats är [HAc] = [Ac-]. När jämvikt råder mellan HAc och Ac- kan vi avläsa Ka (HAc) som är 1,8 x 10-5 som ger pKa = 4,7 som ju blir = pH (för vid jämvikten [HAc] = [Ac-] finns också lika många [H3O+]) • Här är kurvan som flackast. Det innebär att pH inte ändras märkbart vid tillsats av mer bas. Här ligger ett sk. buffertområde.

29. Buffertlösningar • Buffertlösningar är lösningar som kan ta emot syror och baser utan att det blir stora pH – ändringar. Det beror på att buffertlösningar innehåller både en savg syra och en svag bas i relativt höga koncentrationer. Syran och basen utgörs ofta av ett syra – baspar, ex HAc – Ac-. Den svaga syran tar hand om tillsatt bas och den svaga basen tar hand om tillsatt syra. • Syrabasparet HAc – Ac- har störst buffertverkan när [HAc] = [Ac-]