Syre-basereaktioner Kemi 2000 B Kapitel 3 To play the movies and simulations included, view the presentation in Slide Show Mode.

Syrer og baser

Syrer og baser

Syrer og baser

Syrer Baser Smager surt. Eddike er en opløsnig af eddikesyre. Citrus frugter indeholder citronsyre. Reagerer med visse metaller under produktion af hydrogen Reagerer med carbonater og bicarbonater under produktion af kuldioxid Baser Smager bittert. Føles fedtede. Mange sæber indeholder baser.

Syrers egenskaber Producerer H+ (som H3O+) ioner i vand (hydronium ionen er en hydrogen ion som sidder på et vand molekyle) Smager surt Korroderer metaller Electrolytter Reagerer med baser under dannelse af salt og vand pH er mindre end 7

Stærke syrer – navne? HI (aq) HCl (aq) H2SO3 HNO3 HIO4

Basers egenskaber Producerer OH- ioner i vand Smager bittert Er electrolytter Føles sæbeagtige, fedtede Reagerer med syrer under dannelse af salte og vand pH større end 7

Baser – navne? NaOH KOH Ba(OH)2 Mg(OH)2 Al(OH)3

Syre/Base definitioner Definition 1: Arrhenius (traditionel) Syrer – producerer H+ ioner (H3O+) Baser – producerer OH- ioner (problem: nogle baser har ikke hydroxid ioner)

Arrhenius syre er et stof som producerer H+ (H3O+) i vand Arrhenius base er et stof som producerer OH- I vand

Acid/Base Definitioner Definition 2: Brønsted – Lowry Syrer – proton donor Baser – proton acceptor En “proton” er I virkeligehden bare et hydrogen atom som har tabt sin electron!

A Brønsted-Lowry syre er en proton donor A Brønsted-Lowry base er en proton acceptor Korresponderende syre Korresponderende base base syre

SYRE-BASE TEORIER Brønsted definitionen betyder at NH3 er en BASE I vand — og vand er selv en SYRE

Korresponderende Par

Opgave HCl + OH-  Cl- + H2O H2O + H2SO4  HSO4- + H3O+ Find syren, basen, korresponderende syre, og korrosponderende base I hver reaktion: HCl + OH-    Cl- + H2O H2O + H2SO4    HSO4- + H3O+

Vand Ligevægtskonstant for vand = Kw H2O kan optræde både som SYRE og BASE. I rent vand sker en AUTOPROTOLYSE Ligevægtskonstant for vand = Kw Kw = [H3O+] [OH-] = 1.00 x 10-14 ved 25 oC

Vand Autoionization Kw = [H3O+] [OH-] = 1.00 x 10-14 ved 25 oC I en neutral opløsning er [H3O+] = [OH-] så Kw = [H3O+]2 = [OH-]2 og [H3O+] = [OH-] = 1.00 x 10-7 M

pH og pOH Da syrer og baser er modsatte, er pH og pOH også modsatte! pOH eksisterer i virkeligheden ikke men den er nyttig når man skal regne pH ud I en base. pH=-log [H+] pOH = - log [OH-] Da pH og pOH er modsatte: pH + pOH = 14

pH [H+] [OH-] pOH

[OH-] [H+] pOH pH 1.0 x 10-14 [OH-] 10-pOH 1.0 x 10-14 -Log[OH-] [H+] -Log[H+] 14 - pH pH

Stærke og svage Syrer/Baser Styrken af en syre (eller base) bestemmes af graden af IONIZERING (reaktionen med vand). HNO3, HCl, H2SO4 og HClO4 er stærke syrer

Stærke og svage SYRER/BASER STÆRK SYRE: HNO3 (aq) + H2O (l) ---> H3O+ (aq) + NO3- (aq) HNO3 er næsten 100% dissocieret I vand.

Stærke og svage SYRER/BASER Svage syrer er meget mindre en 100% dissocieret i vand. En af de mest almindelige svage syrer er eddikesyre = CH3CO2H

Stærke og svage SYRER/BASER Stærk Base: 100% dissocieret I vand. NaOH (aq) ---> Na+ (aq) + OH- (aq) CaO Andre almindelige stærke baser er KOH og Ca(OH)2. CaO (brændt kalk) + H2O --> Ca(OH)2 (læsket kalk)

Stærke og svage SYRER/BASER Svag base: mindre end 100% dissocieret I vand En af de mest almindelige svage baser er ammoniak NH3 (aq) + H2O (l)  NH4+ (aq) + OH- (aq)

Svage Baser

Ligevægte med svage Syrer og Baser Eddikesyre, HC2H3O2 (HOAc) HC2H3O2 + H2O  H3O+ + C2H3O2 - Acid Korrsp. base (K kaldes Ks for Syre ) K angiver andelen af ioner ift. molecules

Syre-base konstanter Se side 260! Syre Korr. base Stigende styrke

Ligevægtskonstanter for svage syrer Svage syrer har Ks < 1 Medfører lille [H3O+] og pH 2 - 7

Ligevægtskonstanter for svage baser Svag base has Kb < 1 Medfører lille [OH-] og pH 12 - 7

Relation mellem Ks, Kb, [H3O+] og pH

Ligevægte med svage syrer 1.00 M eddikesyre (HOAc). Beregn ligevægtskoncentrationen af eddikesyre, H3O+ og acetat samt pH Trin 1. Definer ligevægts konc. in tabel. [HOAc] [H3O+] [OAc-] Start Ændr. Ligev. 1.00 0 0 -x +x +x 1.00-x x x

Ligevægte med svage syrer 1.00 M eddikesyre (HOAc). Beregn ligevægtskoncentrationen af eddikesyre, H3O+ og acetat samt pH Trin 2. Opskriv Ks udtrykket Andengrads ligning – løses vha PC eller lommeregner Eller man kan gøre den antagelse at x er meget lille! (tommelfingerregel: 10-5 eller mindre er ok)

Ligevægte med svage syrer 1.00 M eddikesyre (HOAc). Beregn ligevægtskoncentrationen af eddikesyre, H3O+ og acetat samt pH Trin 3. Løs Ks udtrykket Først antages x meget lille fordi Ks er så lille. Nu er det nemmere!

Ligevægte med svage syrer 1.00 M eddikesyre (HOAc). Beregn ligevægtskoncentrationen af eddikesyre, H3O+ og acetat samt pH Trin 4. Løs det tilnærmede Ks udtryk x = [H3O+] = [OAc-] = 4.2 x 10-3 M pH = - log [H3O+] = -log (4.2 x 10-3) = 2.37

Ligevægte med svage syrer Beregn pH I en 0.0010 M opløsning af myresyre, HCO2H. HCO2H + H2O  HCO2- + H3O+ Ks = 1.8 x 10-4 Tilnærmet løsning [H3O+] = 4.2 x 10-4 M, pH = 3.37 Præcis løsning [H3O+] = [HCO2-] = 3.4 x 10-4 M [HCO2H] = 0.0010 - 3.4 x 10-4 = 0.0007 M pH = 3.47

Ligevægte med svage baser Du har 0.010 M NH3. Beregn pH. NH3 + H2O  NH4+ + OH- Kb = 1.8 x 10-5 Trin 1. Definer ligevægtskoncentrationerne [NH3] [NH4+] [OH-] Start Ændr. Ligev. 0.010 0 0 -x +x +x 0.010 - x x x

Ligevægte med svage baser Du har 0.010 M NH3. Beregn pH. NH3 + H2O  NH4+ + OH- Kb = 1.8 x 10-5 Trin 2. Løs ligevægtsudtrykket Antag x lille, så x = [OH-] = [NH4+] = 4.2 x 10-4 M og [NH3] = 0.010 - 4.2 x 10-4 ≈ 0.010 M Antagelsen er OK!

Ligevægte med svage baser Du har 0.010 M NH3. Beregn pH. NH3 + H2O  NH4+ + OH- Kb = 1.8 x 10-5 Trin 3. Beregn pH [OH-] = 4.2 x 10-4 M så pOH = - log [OH-] = 3.37 Fordi pH + pOH = 14, pH = 10.63

Typer af Syre/Base Reaktioner: Opsummering HONORS ONLY! Typer af Syre/Base Reaktioner: Opsummering

SYRE-BASE REAKTIONER Titreringer H2C2O4(aq) + 2 NaOH(aq) ---> Syre Base Na2C2O4(aq) + 2 H2O(liq) Carry out this reaction using a TITRATRERING Oxalic acid, H2C2O4

Setup af titrering af syre med base

Titrering 1. Tilsæt opløsning fra buretten. 2. Reagens (base) reagerer med stof (syre) i opløsningen i flasken. Indicator viser hvornår den eksakte støkiometriske reaktion sker. (Syre = Base) Dette kaldes NEUTRALISERING

Øvelse 1: Standardiser en opløsning af NaOH — i. e Øvelse 1: Standardiser en opløsning af NaOH — i.e., Bestem dens koncentration præcist. 35.62 mL NaOH neutraliseres med 25.2 mL 0.0998 M HCl ved titratrering til et akvivalens punkt. Hvad er Koncentrationen af NaOH?

PROBLEM: Du har 50. 0 mL 3. 0 M NaOH og du vil gerne have en 0 PROBLEM: Du har 50.0 mL 3.0 M NaOH og du vil gerne have en 0.50 M NaOH. What to do? Tilsæt vand til 3.0 M opløsningen for at sænke koncentrationen to 0.50 M Fortynd!

Hvor meget vand skal tilsættes? PROBLEM: Du har 50.0 mL 3.0 M NaOH og du vil gerne have en 0.50 M NaOH. What to do? 3.0 M NaOH 0.50 M NaOH H 2 O Koncentreret Fortyndet Hvor meget vand skal tilsættes?

PROBLEM: Du har 50. 0 mL 3. 0 M NaOH og du vil gerne have en 0 PROBLEM: Du har 50.0 mL 3.0 M NaOH og du vil gerne have en 0.50 M NaOH. What to do? Hvor meget vand tilsættes? Den vigtigste pointe er ---> mol NaOH i den ORIGINALE opløsning = mol NaOH I den ENDELIGE opløsning

PROBLEM: Du har 50. 0 mL 3. 0 M NaOH og du vil gerne have en 0 PROBLEM: Du har 50.0 mL 3.0 M NaOH og du vil gerne have en 0.50 M NaOH. What to do? Mængde NaOH i original opløsning = M • V = (3.0 mol/L)(0.050 L) = 0.15 mol NaOH Mængde NaOH i endelig opløsning må også = 0.15 mol NaOH Volumen af endligopløsning = (0.15 mol NaOH)(1 L/0.50 mol) = 0.30 L or 300 mL

PROBLEM: Du har 50. 0 mL 3. 0 M NaOH og du vil gerne have en 0 PROBLEM: Du har 50.0 mL 3.0 M NaOH og du vil gerne have en 0.50 M NaOH. What to do? 3.0 M NaOH 0.50 M NaOH H 2 O Koncentreret Fortyndet Konclusion: Tilsæt 250 mL vand til 50.0 mL 3.0 M NaOH for at fremstille 300 mL 0.50 M NaOH.

Fremstilling af opløsninger ved fortynding En genvej M1 • V1 = M2 • V2

Opgave Du har en stamopløsning af HCl, som er 12.1 M. Du skal bruge 400 mL 0.10 M HCl. Hvor meget syre og hvor meget vand skal du bruge?

pH testing There are several ways to test pH Blue litmus paper (red = acid) Red litmus paper (blue = basic) pH paper (multi-colored) pH meter (7 is neutral, <7 acid, >7 base) Universal indicator (multi-colored) Indicators like phenolphthalein Natural indicators like red cabbage, radishes

Paper testing Paper tests like litmus paper and pH paper Put a stirring rod into the solution and stir. Take the stirring rod out, and place a drop of the solution from the end of the stirring rod onto a piece of the paper Read and record the color change. Note what the color indicates. You should only use a small portion of the paper. You can use one piece of paper for several tests.

pH paper

pH meter Tests the voltage of the electrolyte Converts the voltage to pH Very cheap, accurate Must be calibrated with a buffer solution

pH indicators Indicators are dyes that can be added that will change color in the presence of an acid or base. Some indicators only work in a specific range of pH Once the drops are added, the sample is ruined Some dyes are natural, like radish skin or red cabbage