Introduktion

Når vi i det daglige taler om syrer og baser, har vi en klar idé om, hvad vi taler om. Eller rettere: Vi tror vi har en klar idé om det.

Den mest almindelige definition på syrer og baser i undervisningssystemerne er det det hedder Brønsted-syrer og -baser. Det er ikke den eneste definition og, hvad der er ret vigtigt, den dækker ikke alle syrer og baser, hvilket betyder, at man godt kan have sure eller basiske forhold, uden tilstedeværelsen af en syre eller base, hvis man holder sig kun til den ene definition.

Robert Boyle's definition af syrer og baser
Inden man havde begrebet ioner, og forståelsen for kemiske forbindelser, som kom senere, definerede englænderen Robert Boyle syrer og baser ud fra en funktionsmæssig betragtning.

Syrer

• smagte surt
• var ætsende
• ændrede farven på visse farvestoffer fra planter
• taber deres surhed, når de kombineres med alkali

Baser

• substanser der kunne forbruge eller neutralisere syrer

Svante Arrhenius' definition på syrer og baser
Svenskeren Arrhenius introducerede i 1884 begrebet ioner, og i 1887 udvidede han dette til at

• syrer var neutrale stoffer, der dissocierede i vand og afgav H⁺'er
• baser var neutrale stoffer, der dissocierede i vand og afgav OH⁻'er

Dette svarer til den almindelige (mis)forståelse for, hvad syrer og baser er.


Johannes Nicolaus Brønsteds definition på syrer og baser
Danskeren Brønsted arbejde i 1923 ud fra en idé om at syrer kunne afgive H⁺, til en base, som kunne optage denne, dvs.

• en syre er en kemisk forbindelse, der kan afgive H⁺
• en base er en ion eller et molekyle, der kan optage H⁺

Syrer og baser hang sammen, således at til en syre, var der en korresponderende base og omvendt, så når syren HCl dissocierede, var Cl⁻ den korresponderende base, også selv om Cl⁻ ikke på nogen måde var basisk i den forstand, at den førte til en højere pH i opløsningen.

Samtidig med Brønsted, arbejdede englænderen Thomas Martin Lowry, uafhængigt af Brønsted, med den samme idé. Man kan derfor til tider se Brønsted-syrer og -baser omtalt som Brønsted-Lowry-syrer og -baser.

Brønsteds definition af syrer og baser er den almindeligt fremherskende definition, i forbindelse med kemiundervisning.


Gilbert Newton Lewis' definition på syrer og baser
Amerikaneren Lewis kom i 1923 med en anden måde at anskue syrer og baser på. I stedet for at se på optagelse og afgivelse af H⁺, så han på evnen til at danne bindinger med lone pair, således at

• en syre er en elektronpar-acceptor
• en base er en elektronpar-donor

Modellen kunne forklare og beskrive både Brønsted-syrer/basers reaktioner og en række grundstoffer og kemiske forbindelsers evne til at give sure eller alkaliske forhold, selv om de ikke kunne hverken afgive eller optage H⁺. Det kunne f.eks. være reaktionen der forklarer hvorfor CO₂ forsurer vand, en pt. meget aktuel reaktion i forbindelse med problematikken om forsuringe af havene:

CO₂(g) + H₂O(l) H₂CO₃(aq)
H₂CO₃(aq) H⁺(aq) + HCO₃⁻(aq)
HCO₃⁻(aq) H⁺(aq) + CO₃²⁻(aq)

eller hvorfor Al³⁺-ioner giver en sur opløsning:

Al³⁺(aq) + 6 H₂O(l) Al[H₂O]₆³⁺(aq)
Al[H₂O]₆³⁺(aq) + H₂O(l) Al[H₂O]₅[OH]²⁺(aq) + H₃O⁺(aq)


Man deler syrer op i stærke syrer, middelstærke syrer, svage syrer og meget svage syrer. Inddelingen baseres på noget der hedder syrestyrkekonstanten. For baser har man en analog inddeling, baseret på basestyrkekonstanten. Konstanterne er uafhængige af definitionerne på syrer og baser. Hvad disse to konstanter helt nøjagtigt er, bliver gennemgået under syre/base-ligevægte.

Ud over opdelingen efter syrestyrkekonstanten, opdeler man ofte syrer og baser efter om de er organiske eller uorganiske. Forskellen er mest af betydning for håndtering, opbevaring og anvendelsesområder. For H⁺-ionen i opløsning er det underordnet om den kommer fra en organisk eller uorganisk forbindelse.

En af de vigtigere inddelinger, er antallet af H⁺ der kan afgives eller optages pr. molekyle. For syrer taler man om proton (forkortet prot) eller valens, for baser taler man om basisk. For en syre der kan afgive 1 H⁺, taler man om en monoprot eller monovalent syre. Kan den afgive 2 eller 3 H⁺'er hedder det hhv. diprot/divalenet og triprot/trivalent syre. Analogt for baser hedder det mono-, di- og tribasisk når de kan optage hhv. 1, 2 eller 3 H⁺'er. Hvordan det ser ud, og fungerer i praksis, kommer under under syre/base-ligevægte.

En vigtigt detalje: Det er korrekt, at der fraspaltes og optages H⁺, men i vandig opløsning sker der flg. reaktion:

H₂O(l) + H⁺(aq) H₃O⁺(aq)

H₃O⁺ hedder oxoniumionen, og er den reelle måde at H⁺ optræder i vandet på. Når man skriver kemiske reaktioner, er det almindeligt at skrive H⁺(aq) og så er det underforstået, at det er som oxoniumion, men det kun er H⁺ der er relevant.

Kan man så have kemiske forbindelser, der er begge dele? Ja, det kan man godt. De hedder amfolytter. Principielt kan de også hedde zwitterioner, men zwitterioner er blot ioner med både positive og negative ladninger og behøver ikke være syre/base-relateret. Amfolyt refererer direkte til at kunne optræde som både syre og base.

De fleste har i en eller anden sammenhæng hørt begrebet pH, og mange har også en fornemmelse af, at det har noget at gøre med hvor meget syren eller opløsningen kan ætse. Det er både rigigt og forkert. pH er et udtryk for den aktuelle koncentration af H⁺, [H⁺], og ofte vil man se, at mere H⁺ vil give mere ætsning og omvendt, men syrer og baser er ikke de eneste materialer der kan ætse, og der er flere faktorer der spiller ind i forhold til hvorvidt en given pH-værdi giver en ætsning eller ej.

pH er en forkortelse for potentia hydrogenii, dvs. potentialet for hydrogen. Syntaksen er her informationsbærende, så derfor pH og ikke ph, Ph eller PH, heller ikke når man starter en sætning, selv om dansk retsskrivning normalt dikterer noget andet.

Man omtaler opløsninger med pH = 7 som neutrale. Ved pH < 7 taler man om sure opløsninger og ved pH > 7 taler man om basiske eller alkaliske opløsninger.

pOH (potential hydroxide) svarer til pH, men her er det den aktuelle koncentration af OH⁻, [OH⁻], i en opløsning. Det kan virke lidt underligt, at man måler på OH⁻, når ikke alle baser indeholder OH⁻. Det er der en god forklaring på, som kommer under syre/base-ligevægte. pOH som en værdi der opgives er ikke noget man ser anvendt ret mange andre steder end regneopgaver i kemi. Man bruger det i vid udstrækning til beregninger på baser, så det er ikke fordi man ikke bruger pOH, tværtimod, det er blot ikke en værdi man ser opgivet. Den bliver omregnet til pH i stedet.

For nu at starte med definitionerne, så ser det således ud:

pH: -log[H⁺]
pOH: -log[OH⁻]

Der gælder desuden at:

pH + pOH = 14

Dette kommer af vands autoprotolyse, som bliver gennemgået under syre/base-ligevægte, og er årsagen til, at man stadig taler om pH i alkaliske opløsninger. Man skulle mene, at i opløsninger hvor man har tilsat OH⁻ gav det kun mening at tale om pOH; pH refererer til en koncentration af syre og vi har en base. Det er her vandets autoprotolyse kommer ind, og gør det muligt.

Det er en almindelig misforståelse, at pH-skalaen går fra 1 til 14. En del af årsagen til dette skal antageligt findes i, at indikatorpapir til pH-målinger går fra 1 til 14, så det er en naturlig antagelse, at så er skalaen ikke længere. Dette er imidlertid ikke korrekt.

pH kan uden problemer være mindre end 1, og endda have negative værdier. Ligeledes kan pH uden problemer være større end 14. Principielt er der ikke en grænse for hvor høj eller lav pH kan være, men fordi der er et maksimum for opløseligheden af syrer og baser, er der en tilhørende naturlig grænse for pH. Koncentreret saltsyre (HCl) er f.eks. 37,2 vægt-% eller 10,2 mol/l, hvilket svarer til pH -1, og koncentreret NaOH er 50,5 vægt-% eller 19,4 mol/l, hvilket svarer til pH 15,3.

pOH-værdier er, tilsvarende til pH, også i stand til at antage værdier mindre end 1 og større end 14, med de samme muligheder og begrænsninger som for pH.