Ligevægte for syrer og baser

Syre/base-kemi



Syrers dissociation

Når syrer fraspalter H+, taler man om at de dissocierer. Dissociation er ikke noget specifikt for syrer, men en betyder blot at der fraspaltes noget fra en kemisk forbindelse.

Hvis vi kigger på en monovalent modelsyre, som vi kalder HB. Når den blandes med vand vil den dissociere og afgive en H+:

HB(aq) H+(aq) + B(aq)

Man kalder den del der er B for den korresponderende base, eller syreresten. Der er altid tale om en ligevægt, som det er skrevet her. Ved de syrer man kalder for stærke syrer er ligevægten forskudt så langt til højre, at man i reglen skriver det som en irreversibelt reaktion, men der er tale om en reversibel proces. Det er f.eks. saltsyre, som man skriver således:

HCl(aq) H+(aq) + Cl(aq)

Ved polyvalente syrer bliver dissociationen lidt mere kompliceret. Hvis vi ser på en divalent modelsyre, som vi kalder H2B. Når den blandes med vand vil den i teorien dissociere og afgive 2 H+:

H2B(aq) 2 H+(aq) + B2−(aq)

Dette er imidlertid ikke altid tilfældet. H+ fjernes trinvist, så de 2 H+ fjernes en ad gangen, sådan her:

Delreaktion 1:H2B(aq) H+(aq) + HB(aq)
Delreaktion 2:HB(aq) H+(aq) + B2−(aq)
Total:H2B(aq) 2 H+(aq) + B2−(aq)


Hvis man skal opnå det der svarer til totalreaktionen, kræver det, at både H2B og HB er stærke syrer, så begge reaktioner er forskudt helt til højre. Hvis dette ikke er tilfældet får man et noget mere rodet billede, som vi skal se på længere nede. Havde det været en trivalent syre, havde vi haft en Delreaktion 3; 4 delreaktioner ved en tetravalent syre, og så fremdeles.

Svovlsyre er en af de stærke syrer, hvor man ikke kan se denne trinvise dissociation, så her er reaktionen man ser:

H2SO4(aq) 2 H+(aq) + SO42−(aq)

Fordi ligevægten er helt forskudt til højre, ligesom HCl, så ser det også ud som om reaktionen er irreversibel. MEN: Dissociationen sker i to trin, og der er tale om en ligevægt.

Når vi bevæger os bort fra de stærke syrer, sker der det, at man kun har en delvis dissociation. Vi har nu en ligevægt, som vi kender den fra andre reaktioner. Det kan f.eks. være eddikesyre:

CH3COOH(aq) H+(aq) + CH3COO(aq)

Til den har vi en ligevægtskonstant, Ks eller Ka afhængig af om man vil bruge den danske eller engelske notation. Dette er syrestyrkekonstanten. Syrestyrkekonstanten er altså det sammen som ligevægtskonstant, man har blot valgt at kalde det noget andet, når der er tale om syrer.

Ka = [H+] · [CH3COO]
[CH3COOH]

I stedet for Ka, er der tradition for i stedet at opgive det der hedder pKa, som er helt analogt til pH, dvs.:

pKa = -log(Ka)

pKa er en eksperimentel værdi, når vi skal til at se på det der hedder titreringskurver, så den har en praktisk funktion og er ikke blot noget matematik der lægges på syre/base-ligevægte.

Når man ser hvordan Ka beregnes ud fra ligevægten, har man også forklaringen på, hvorfor man ikke opgiver Ka-værdier for stærke syrer. Eftersom koncentrationen af syre på venstre side er tilnærmelsesvis nul, får vi et matematisk udtryk hvor der skal divideres med nul, hvilket ikke er muligt. I praksis gør man det, at man definerer pKa til nul.

Man bruger Ka og pKa-værdierne til at dele syrerne op i stærke, middelstærke, svage og meget svage syrer. Denne opdeling ser således ud:

pKa ≤ 0Stærk syre
0 < pKa ≤ 4Middelstærk syre
4 < pKa ≤ 10Svag syre
pKa > 10Meget svag syre


Når vi kommer over i de polyvalente syrer, der ikke er stærke, begynder det at blive lidt kompliceret. Dissociationen sker trinvis, som den altid gør med polyvalente syrer, men her vil der ske det, at ikke alt H2B og HB dissocierer, så i opløsningen har man en blanding af H2B, HB, H+ og + B2−.

Det ser principielt således ud:

2 H2B(aq) HB(aq) + 3 H+(aq) + B2−(aq)

For at gøre det mere overskueligt og afspejle de faktiske forhold, hvilket er hele pointen med reaktionsligninger, bruger man denne fremstilling:

H2B(aq) H+(aq) + HB(aq) H+(aq) + B2−(aq)

Man har nu vist, at ligevægten er en dobbeltligevægt.

Fordi der er tale om flere ligevægte, har man til polyvalente syrer også flere syrestyrkekonstanter. Man nummererer dem 1, 2, osv., så hvis vi har de to delreaktioner

Delreaktion 1:H2B(aq) H+(aq) + HB(aq)
Delreaktion 2:HB(aq) H+(aq) + B2−(aq)

giver det de to ligevægtskonstanter:

Ka1 = [H+] · [HB]
[H2B]

Ka2 = [H+] · [B2−]
[HB]


De to Ka-værdier kan være det samme, men de behøver ikke være det. Det er ikke et spørgsmål om symmetri, der afgør om de to Ka-værdier er ens, som man måske kunne forvente. En syre som f.eks. oxalsyre, som har formlen HOOC-COOH, har pKa1 = 1,23 og pKa2 = 4,19.

For syren får vi nu en samlet Ka ved at gange Ka-værdierne for de to delreaktioner sammen:

Ka = Ka1 · Ka2 = [H+] · [HB] · [H+] · [B2−] = [H+]2 · [B2−]
[H2B] [HB] [H2B]




Basers optag af H+

Baser er det modsatte af syrer, dvs. de optager H+ i stedet for at afgive. De fleste forbinder baser med OH og reaktionen

OH(aq) + H+(aq) H2O(l)

fra deres skolelærdom.

Det er som sådan ikke forkert, men det er heller ikke rigtigt. Reaktionen ser for det første således ud i virkeligheden:

OH(aq) + H+(aq) H2O(l)

Det er en ligevægt. Det er ALTID en ligevægt! Ligevægten er så langt forskudt til højre, at vi betragter det som en irreversibel reaktion, som skrevet i den foregående reaktionsligning.

At det er en ligevægt og at det ikke behøver være OH ses f.eks. ved ammoniak, NH3, som er en svag base. Her ser reaktionen således ud:

NH3(aq) + H+(aq) NH4+(aq)

Når en base ikke behøver være OH, hvordan finder man så pOH og dermed pH i en opløsning? Svaret på dette ligger i vandets evne til at fungere som amfolyt. Ammoniakken reagerer med vandet, så man får denne ligevægt:

NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH(aq)

Så derfor kan en base i vandig opløsning giver OH'er at måle på, selv om der ikke er OH'er i basen.


Analogt til syrer, har vi en ligevægt og en tilhørende ligevægtskonstant, som ved baser kaldes Kb. Dette er basestyrkekonstanten. Basestyrkekonstanten er altså, analogt til syrerne, det sammen som ligevægtskonstant, man har blot valgt at kalde det noget andet, når der er tale om baser.

For ammoniak i vand ser udtrykket for basestyrkekonstanten således ud:

Kb = [NH4+] · [OH]
[NH3]

Bemærk at koncentrationen af vand ikke er med i ligevægtsudtrykket. Koncentrationen af vand i en vandig opløsning defineres til 1 som man normalt gør ved ligevægte.

I stedet for Kb, er der tradition for i stedet at opgive det der hedder pKb, som er helt analogt til pH og pKa, dvs.:

pKb = -log(Kb)

pKb er en eksperimentel værdi, når vi skal til at se på det der hedder titreringskurver, så den har en praktisk funktion og er ikke blot noget matematik der lægges på syre/base-ligevægte.

Man bruger Kb og pKb-værdierne til at dele baserne op i stærke, middelstærke, svage og meget svage baser. Denne opdeling ser således ud:

pKb ≤ 0Stærk base
0 < pKb ≤ 4Middelstærk base
4 < pKb ≤ 10Svag base
pKb > 10Meget svag base


Ligesom syrerne, kan baserne også være polyvalente, og ligesom ved syrerne er der tale om ligevægte og at optaget af H+'er sker trinvis ligesom afgivelsen af H+'er ved syrer. Er der tale om stærke baser som f.eks. Ca(OH)2 kan man ikke se forskel på pKb for de to hydroxidioner, mens ethan-1,2-diamin, som har formlen H2N-CH2-CH2-NH2, har pKb1=3,288 og pKb2=6,436. Helt analogt til syrerne, er der ikke en sammenhæng mellem pKbværdierne og hvorvidt basen er symmetrisk.

En stærk divalent base vil derfor optage 2 H+, så det umiddelbart ser ud til at ske på denne måde:

B(aq) + 2 H+(aq) H2B2+(aq)

I virkeligheden går den gennem samme procedure som de andre baser. H+ optages trinvist, så de 2 H+ optages en ad gangen, sådan her:

Delreaktion 1:H+(aq) + B(aq) HB+(aq)
Delreaktion 2:H+(aq) + HB+(aq) H2B2+(aq)
Total:2 H+(aq) + B(aq) H2B2+(aq)

En bedre beskrivelse er dobbeltligevægten:

B(aq) + 2 H+ H+ + HB+(aq) H2B2+(aq)

De to delreaktioner giver de to ligevægtskonstanter:

Kb1 = [HB+]
[H+] · [B]

Kb2 = [H2B2+]
[H+] · [HB+]


For basen får vi nu en samlet Kb ved at gange Kb-værdierne for de to delreaktioner sammen:

Kb = Kb1 · Kb2 = [HB+] · [H2B2+] = [H2B2+]
[H+] · [B] [H+] · [HB+] [H+]2 · [B]




Protolysegrad, α

Fordi der er forskel i dissociationsgraderne for de forskellige syrer og baser, har man begrebet protolysegrad, α, som er den andel der dissocieret. Ved en 100 % protolyseret syre er α = 1, ved en 50 % protolyseret syre er α = 0,5 osv. For baser hedder det stadig protolysegrad, α, og beregnes analogt til syren.

For den fiktive syre, HB, der dissocierer gælder det at:

HB(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + B(aq)

α = [H3O+] = [B]
c(HB)c(HB)

For den fiktive base, B, der optager H+ gælder det at:

B(aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH(aq)

α = [HB+] = [OH]
c(B)c(B)


Protolysegraden bruges i forbindelse med Ostwalds fortyndingslov (bliver gennemgået under Ledningevne), som er en omskrivning af ligevægtsudtrykket for en middelstærk eller svag syre.

For syren HB, der dissocierer i vand:

HB(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + B(aq)


Ka = [H3O+] · [B] = [H3O+]2 , standard ligevægtsudtryk
[HB] c(HB) - [H3O+]
Ka = c(HB)2 · α2 = c(HB) · α2 , Ostwalds fortyndingslov
c(HB) - c(HB) · α 1 - α