4.1 Syre-base-teori

Et proton skifter eier

Du vet allerede at sitronsaft er sur og at såpe er basisk. Men hva er egentlig en syre? I 1923 ga den danske kjemikeren Johannes Brønsted og den engelske Thomas Lowry oss det moderne svaret, uavhengig av hverandre -- og det er overraskende enkelt: det handler om hvem som gir bort et proton, og hvem som tar imot.

En syre er et stoff som kan gi fra seg et proton (H⁺) -- en protondonor, som HCl, CH₃COOH eller H₂SO₄. En base er et stoff som kan ta opp et proton -- en protonakseptor, som OH⁻, NH₃ eller H₂O. Det geniale er at dette ikke handler om hva stoffet er kjemisk, men om hva det gjør: overfører eller mottar protoner.

Den generelle reaksjonen skrives $\text{HA} + \text{B} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{BH}^+$, der HA er syren som gir fra seg H⁺, og B er basen som tar imot. Når saltsyre møter vann, $\text{HCl} + \text{H}_2\text{O} \to \text{Cl}^- + \text{H}_3\text{O}^+$, er HCl syren og vann basen. Resultatet er kloridionet Cl⁻ og hydroniumionet H₃O⁺. Et proton har skiftet eier -- og det er hele hemmeligheten bak surt og basisk.

Konjugerte par og tvetydige stoffer

Her kommer en vakker symmetri. Når en syre gir fra seg sitt proton, blir det som er igjen i stand til å ta protonet tilbake -- altså blir det en base. Vi kaller dette paret et konjugert syre-basepar. Når HCl mister sitt proton, blir Cl⁻ dens konjugerte base. Og når vann tar opp et proton, blir H₃O⁺ dens konjugerte syre. Hver syre-base-reaksjon inneholder derfor to slike par.

Se på ammoniakk i vann: $\text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+ + \text{OH}^-$. Her gir vann fra seg et proton (vann er syren), og ammoniakk tar imot (basen). Det ene paret er H₂O/OH⁻, det andre er NH₄⁺/NH₃. Legg merke til at vann oppførte seg som base mot HCl, men som syre mot NH₃.

Slike stoffer som kan opptre både som syre og base, kaller vi amfotere (eller amfolytter). Vann er det viktigste eksempelet, men det finnes flere -- og de har en felles oppskrift: de har minst ett proton de kan gi fra seg, og minst ett fritt elektronpar de kan bruke til å ta imot. Hydrogenkarbonat, HCO₃⁻, kan gi fra seg sitt proton og bli CO₃²⁻, eller ta imot et og bli H₂CO₃. Dihydrogenfosfat, H₂PO₄⁻, kan reagere som syre ($\text{H}_2\text{PO}_4^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HPO}_4^{2-} + \text{H}_3\text{O}^+$) eller som base ($\text{H}_2\text{PO}_4^- + \text{H}_3\text{O}^+ \to \text{H}_3\text{PO}_4 + \text{H}_2\text{O}$). De er kjemiens vendekåper -- alt avhenger av hvem de møter.

Styrke og mengde er ikke det samme

Nå til en forveksling som lurer mange: forskjellen mellom styrke og konsentrasjon. De høres like ut, men betyr helt ulike ting.

Syrestyrke sier hvor lett en syre gir fra seg protoner. En sterk syre som HCl, HNO₃ eller H₂SO₄ dissosierer fullstendig i vann -- likevekten ligger helt til høyre, og praktisk talt alle molekylene gir fra seg sitt proton. En svak syre som CH₃COOH, HF eller H₂CO₃ dissosierer bare delvis -- likevekten ligger mot venstre, og de fleste molekylene beholder protonet sitt. Syrekonsentrasjon derimot sier hvor mye syre som er til stede, målt i mol/L, helt uavhengig av styrken.

Dette skillet har overraskende konsekvenser. Du kan ha en konsentrert svak syre og en fortynnet sterk syre, og den fortynnede sterke kan faktisk være mindre sur. Sammenlign 0,1 M HCl (sterk) og 1,0 M CH₃COOH (svak). Eddiksyra har høyest konsentrasjon, men siden HCl dissosierer fullstendig, blir [H₃O⁺] = 0,1 M for saltsyra. For eddiksyra, som er svak, regner vi $[\text{H}_3\text{O}^+] = \sqrt{K_a \cdot c}$ -- og selv med ti ganger høyere konsentrasjon ender den med lavere [H₃O⁺]. Styrke handler om dissosiasjon; konsentrasjon om mengde. Begge påvirker surheten, men de er ikke det samme.

Å sette tall på styrken: Ka og pKa

Vi har sagt at en syre er "sterk" eller "svak", men kjemikere liker tall. For å kvantifisere styrken bruker vi syrekonstanten Ka -- som rett og slett er likevektskonstanten for syrens dissosiasjon. For $\text{HA} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{H}_3\text{O}^+$ skriver vi:
$$K_a = \frac{[\text{A}^-][\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{HA}]}$$
Vann inngår ikke, fordi konsentrasjonen er konstant i fortynnet løsning. En stor Ka (> 1) betyr en sterk syre som dissosierer mye, mens en liten Ka (< 1) betyr en svak syre. Eddiksyre har $K_a = 1{,}8 \times 10^{-5}$, flussyre $6{,}8 \times 10^{-4}$ og karbonsyre $4{,}3 \times 10^{-7}$ -- alle små, alle svake.

Disse bittesmå tallene er upraktiske, så vi tar logaritmen og snur fortegnet: $\text{p}K_a = -\log K_a$, og omvendt $K_a = 10^{-\text{p}K_a}$. Nå blir en liten pKa lik en sterk syre, og en stor pKa lik en svak. Eddiksyre har pKa = 4,74, flussyre 3,17, hydrogencyanid (HCN) hele 9,21 -- jo større pKa, jo svakere syre. Regner du andre veien, blir $K_a = 10^{-4{,}74} = 1{,}82 \times 10^{-5}$ for eddiksyre, som bekrefter at den er svak; i en 1 M løsning dissosierer bare rundt 1,3 %.

En nyttig sammenheng knytter syren til dens konjugerte base: $\text{p}K_a + \text{p}K_b = 14{,}00$ ved 25 °C, der Kb er basekonstanten. Så hvis eddiksyre har pKa = 4,74, har dens konjugerte base, acetat, $\text{p}K_b = 14{,}00 - 4{,}74 = 9{,}26$. En sterk syre har en svak konjugert base, og omvendt -- nok en av kjemiens vakre symmetrier.

Oppsummering

Brønsted og Lowry ga oss en elegant definisjon: en syre er en protondonor og en base en protonakseptor. Hver reaksjon $\text{HA} + \text{B} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{BH}^+$ inneholder to konjugerte syre-basepar, der det som blir igjen etter at protonet er gitt bort, kan ta det tilbake. Amfotere stoffer som vann, HCO₃⁻ og H₂PO₄⁻ kan opptre som begge deler.

Vi skilte nøye mellom styrke (hvor lett en syre dissosierer -- sterk = fullstendig, svak = delvis) og konsentrasjon (hvor mye syre som er til stede). For å sette tall på styrken bruker vi syrekonstanten $\displaystyle K_a = \frac{[\text{A}^-][\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{HA}]}$, og dens praktiske logaritme $\text{p}K_a = -\log K_a$ -- der liten pKa betyr sterk syre. Sammenhengen $\text{p}K_a + \text{p}K_b = 14$ binder syren til dens konjugerte base. Med dette grunnlaget er vi klare til å regne pH for syrer og baser i neste kapittel.