acids and bases

1. Syror och baser
• Alla ämnen som kan ta upp vätejoner klassas som baser, för detta krävs att de har fria
elektronpar. Ex NH3
• Alla ämnen som kan lämna ifrån sig vätejoner klassas som syror, för detta krävs att de
kan ta emot fria elektronpar.
Ex HCl och Hac
• Syror kan vara en två eller treprotoniga, dvs kan släppa en, två eller tre H+ i successiva
protolyser. Det första protolyssteget svarar mot den starkaste syran.
Exempel HCl är enprotonig, H2SO4 är tvåprotonig och H3PO4 är treprotonig .
Svavelsyra protolyseras i 2 steg först: H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4
-
och sedan HSO4
- + H2O H3O+ + SO4
-2
H
N
H
H:
Detta fria elektronpar attraheras
av positiva laddningar, t.ex ”sura”
vätejoner
Vätejonerna i dessa molekyler blir ”sura”, sitter löst,
eftersom de är bundna till en starkt elektronegativ
atom/molekyl. Vätet blir svagt positivt på grund av den
polär kovalenta bindningen och attraheras till fria
elektronpar.

2. Starka och svaga syror/baser
• Alla syror och baser reagerar med vatten i en så kallad protolysreaktion, där en
H+ överförs från syran till basen.
• Starka syror/baser protolyseras fullständigt, medan svaga syror/baser endast
protolyseras delvis.
• Protolysgraden anger hur stor andel av syran/basen som protolyserats
• En vattenlösning av en stark syra eller bas kommer alltid på grund av
protolysgraden att ha en högre koncentration av vätejoner eller hydroxidjoner
än vad en vattenlösning av en svag syra eller bas med samma koncentration får.
• Starka syror lämnar alla sina H+ i protolysen och vill inte ha tillbaks dem.
• Svaga syror lämnar endast en del av sina H+ i protolysen och tar gärna tillbaka
dem, i en motsatt protolys.
• Starka baser tar emot så många H+ de kan i protolysen och släpper dem inte.
• Svaga baser tar endast emot en del av H+ i protolysen och lämnar gärna iväg
dem igen.

3. Syra- basparDet kan aldrig ske en syrareaktion utan att ett annat ämne reagerar som en bas.
När ett ämne lämnar en proton (reagerar som en syra) kommer det att omvandlas till
ett ämne som kan ta upp en proton (reagerar som en bas).
Ex: HCl + H2O  H3O+ + Cl-
Här är HCl en syra,
kan lämna H+
Vatten är här en bas ,
kan ta emot en H+
H3O+ är en syra, kan
lämna H+
Kloridjonen är här en bas,
kan ta emot en H+
Ex: NH3 + H2O  NH4
+ +OH-
Vatten är här en syra ,
kan lämna en H+
Här NH3 + är en bas,
kan ta emot en H+
Hydroxidjonen är en bas,
kan ta emot en H+
Ammoniumjonen är en
syra, kan lämna H+
Man säger att:
Vatten och oxoniumjoner utgör ett korresponderande syra-baspar.
Vatten och hydroxidjoner utgör ett annat korresponderande syra-baspar.
Saltsyran och kloridjonen utgör ett korresponderande syra-baspar.
Ammoniak och ammoniumjonen utgör ett korresponderande syra-baspar.
Ju starkare den ena delen i ett syra-baspar är ju svagare blir den korresponderande delen.
Ex: Saltsyra är en stark syra eftersom den när den protolyseras bildar den mycket svaga
basen Cl- ,kloridjonen är en svag bas för att jonen är mycket stabil i vatten, mkt få ämnen kan
ta elektroner ifrån kloridjoner. (klor har hög e-neg)
Vissa ämnen kan vara både syra och bas som t.ex vatten dessa ämnen kallas amfolyter och
kan reagera med sig själv, detta kallas autoprotolys

4. Syra- och bas-konstanter
Ka och Kb
För varje protolysreaktion kan man skriva en
jämviktsekvation. När man gör detta så bakar man
in vatten koncentrationen i konstanten som då
betecknas Ka eller Kb I övrigt skrivs ekvationen på
samma sätt som den generella jämviktsekvationen.
Storleken på Ka och Kb ger en indikation på hur stark
syran eller basen är.

5. Protolys av en stark syra
d-
d+
H
Cl
H
O
H
d+
d+
:
:
d-
H H
O
H
:
:
+
+ Cl
-
+
I saltsyran kommer den polär
kovalenta bindningen mellan
väte och klor att ge
väteatomen en svagt positiv
laddning.
I vattnet använder syret 2
elektronpar till att binda 2
st väteatomer och har två
fria (obundna) elektronpar.
Ett av de fria elektronparen på syret i
vattnet attraheras av den svaga positiva
laddningen på vätet i saltsyran. När denna
attraktion sker kommer det elektronpar
som delats mellan väte och klor att
överföras helt till kloret som då bildar en
negativ kloridjon
Väteatomen har nu överförts till vattnet och
bildat en positiv oxoniumjon (H3O+) Den positiva
laddningen uppstår eftersom syret nu har
”förlorat” ett av sina fria elektronpar och därmed
har ett elektronunderskott
Den negativa kloridjonen är mycket stabil i
vattenlösning och kommer därför inte att reagera med
de i vattnet närvarande oxoniumjonerna (H3O+).
Reaktionen (protolysen) av HCl i vatten kommer endast
att ske i en riktning, då det inte finns någon drivkraft
för reaktionen tillbaka. (Kloridjonen är så stabil)
O
H
H
H
O
H
H
+
Cl
-
I en vattenlösning av en stark syra finns
efter protolysen endast oxoniumjoner
(H3O+), den negativa jon som bildas när
vätet lämnar syran och vatten

6. Protolys av en svag syra
d-
d+
H
Ac
H
O
H
d+
d+
:
:
d-
H H
O
H
:
:
+
+ Ac
-
+
I ättikssyran kommer den
polär kovalenta bindningen
mellan väte och acetatjonen
att ge väteatomen en svagt
positiv laddning.
I vattnet använder syret 2
elektronpar till att binda 2
st väteatomer och har två
fria (obundna) elektronpar.
Ett av de fria elektronparen på syret i
vattnet attraheras av den svaga positiva
laddningen på vätet i ättikssyran. När
denna attraktion sker kommer det
elektronpar som delats mellan väte och
acetat att överföras helt till acetatet som
då bildar en negativ acetatjon.
Väteatomen har nu överförts till vattnet och
bildat en positiv oxoniumjon (H3O+) Den positiva
laddningen uppstår eftersom syret nu har
”förlorat” ett av sina fria elektronpar och därmed
har ett elektronunderskott
Den negativa acetatjonen är inte särkilt stabil i
vattenlösning och kommer därför att reagera
med de i vattnet närvarande oxoniumjonerna
(H3O+). Reaktionen (protolysen) av HAc i vatten
kommer därför att ske i båda riktningar. En svag
syra protolyseras endast delvis eftersom några av
de bildade acetatjonerna kommer att reagera
tillbaka och bilda ättikssyra och vatten igen.
O
H
H
H
O
H
H
+
Ac
-
I en vattenlösning av en svag syra finns efter
protolysen oxoniumjoner (H3O+), den negativa
jon som bildas när vätet lämnar syran, den
ursprungliga syran och vatten, detta eftersom
protolysen sker i båda riktningar.
AcH

7. Protolys av en svag bas
H
N
H
H:
O
H
H
d+
d+
:
:
d-
H
H
N
H
H:
+
H
N
H
H:
O
H
H
d+
d+
:
:
d-
O
H
:
: -
H
H
N
H
H:
+
I en vattenlösning av en svag bas finns efter protolysen
hydroxidjoner (OH-), den positiva jon (ex NH4
+) som
bildas när vätet tas upp av basen, den ursprungliga
basen (ex NH3)och vatten. Detta eftersom protolysen
sker i båda riktningar samtidigt (se ovan)
Vattnet hålls samman av
polär kovalenta bindningar
som ger en laddnings-
förskjutning, där vätet blir
svagt positivt I ammoniak finns ett fritt
elektronpar som attraheras
till vätet i vattnet
Av vattnet bildas nu
en negativ
hydroxidjon
O
H
:
: -
:
Av ammoniaken bildas nu
en positiv ammoniumjon
Det extra vätet i ammoniumjonen, sitter
ganska löst bundet till kvävet, vilket innebär
att ammoniumjonen kan fungera som en
protongivare (syra), elektronparet återgår då
till kväveatomen
Ett av de fria elektronparen i
hydroxidjonen attraheras av det
positiva vätet på ammoniumjonen,
vilket leder till en återbildning av
vatten och ammoniak
O
H
H
O
H
-
H
N
H
H
:
H
N
H
H
:H
+
Vattnet och
ammoniaken kan
nu återigen
reagera med
varandra och bilda
hydroxidjoner och
ammoniumjoner
Väteatomen
släpper
elektronparet,
som övergår
helt till syret

8. Autoprotolys av vatten
Det vill säga vattens syrabas reaktion med sig själv
O H
:
: -
d+
d+
d-
d+
d-
d+
Ett av de fria elektronparen
på hydroxidjonen
attraheras till ett av de
positiva vätena på
oxoniumjonen H3O+
Elektronparet mellan
vätet och syret överförs i
samband med detta helt
till syret.
Två
vattenmolekyler
bildas då
O H
:
: -
De fria elektronparen på
vattnet dras till den det
positiva vätet på en
annan vattenmolekyl
När vätet lämnar den ena
vattenmolekylen för att binda till
den andra övergår elektronparet
helt till syret
Då bildas en oxoniumjon
(+) och hydroxidjon (-)
Oxoniumjonen och
hydroxidjonen är
starka syror och
baser som lätt
reagerar med
varandraReaktionen mellan först vatten som syra och bas och sedan oxoniumjon
och hydroxidjon sker kontinuerligt. I rent vatten är alltid
koncentrationen OH- = koncentrationen H3O+

9. O H
:
: -
Neutralisation av syra med bas
Fullständig formel för neutraliseringen: HCl + NaOH H2O + Na+ + Cl-
Eftersom HCl och NaOH är starka syror och baser, kommer de i vattenlösning vara
fullständigt protolyserade, dvs de har sönderdelats till H3O+ och OH- . Natriumjonen
och kloridjonen kommer inte att delta i reaktionen. (de är åskådarjoner)
Ett av de fria elektronparen på
hydroxidjonen attraheras till ett
av de positiva vätena på
oxoniumjonen H3O+
Elektronparet mellan
vätet och syret överförs i
samband med detta helt
till syret.
Två
vattenmolekyler
bildas då
Neutralisation innebär att man tillsätter exakt lika stor substansmängd
bas som man har syra. Då förbrukas samtliga oxoniumjoner och
hydroxidjoner. Kvar blir då vatten, som kommer att färga t.ex BTB grön.
Genom att hålla reda på mängden bas man tillsatt kan man bestämma
substansmängden syra i ett känt prov.

10. Syra-bas titrering
•När man titrerar något genomför man en kontrollerad tillsats av ett
reagens till en lösning innehållande det ämne man vill bestämma
halten av. Tillsats av reagens sker till dess att ekvivalent mängd
reagens tillsatts. Man använder sig ofta av någon sorts indikator för
att se när detta skett.
Den lösning som vi känner V och C för skall alltid finnas i byretten och
den okända lösningen i E-kolven.
•En syrabas-titrering bygger alltid oavsett bas och syra på
neutraliseringsreaktionen som visades tidigare.
Vid ekvivalenspunkten gäller för en syra-bas titrering att:
n(titrand) = n(titer)
•I en syrabas titrering tillsätter man antingen en bestämd volym bas
med känd koncentration till en bestämd volym syra med okänd
koncentration, eller en bestämd volym syra med känd koncentration
till en bestämd volym bas med okänd koncentration.
•Ekvivalenspunkten indikeras genom att en syrabasindikator (t.ex
BTB) ändrar färg från syra eller basfärgen till den neutrala färgen.
I byretten fylls det
kända reagenset
(titrand) man kan
då enkelt läsa av
volymen när
ekvivalens
uppnåtts. Man vet
då också
substansmängden
genom C=n/V
I E-kolven sätter man en
känd volym av det
okända ämnet (titer).
Här tillsätter man också
en liten mängd indikator
om detta behövs.

11. pH-skalan
• Uppfanns i Danmark på Carlsberg bryggeri för att hålla reda på de mycket små mängder
vätejoner som var avgörande för om det skulle bli ett gott öl eller en odrickbar sörja.
• Beräknas enligt formeln: pH = -log[H+]
• Är enligt ovan en 10 logaritmisk skala, vilket innebär att ett steg nedåt i pH skalan
motsvarar 10 ggr surare lösning osv.
• Vätejonkoncentrationen i en lösning med känt pH beräknas enligt: [H+] = 10-pH
Ex. I en lösning med pH = 4,0 är vätejonkoncentrationen [H+] = 4,0
• Rent vatten har pH = 7,00 eftersom vätejonkoncentrationen i rent vatten efter auto-
protolys är 10-7,00 mol/dm3 ==> pH= -log[10-7,00 ] = 7,00
• pH anges ofta i intervallet 0-14 men kan vara både
lägre än noll och högre än 14
ex. I Koncentrerad saltsyra [HCl]=12 mol/dm3 blir
pH = -log[H+] = -log 12 = -1,08
Koncentration anges ibland i kemin
med hakparanteser kring den partikel
vars koncentration anges, här H+