pH-skalaen og pH-beregning: sterke og svake syrer og baser

Blodet ditt ligger på pH 7,4. Spiser du en hel sitron, ligger det fortsatt på 7,4. Drikker du natron rørt ut i vann, fremdeles 7,4. Faller verdien under 6,8 eller stiger over 7,8, er tilstanden livstruende. Hvordan klarer kroppen å holde seg innenfor noen tideler, når pH-skalaen spenner over fjorten enheter?

Svaret ligger i svake syrer og baser, altså stoffer som bare protolyseres delvis. Her får du pH-skalaen forklart, forskjellen på sterke og svake syrer, hva Ka og Kb faktisk måler, og hvordan du bruker en SEL-tabell til å regne ut pH når du ikke kjenner [H⁺] direkte. Helt til slutt kommer vi tilbake til blodet.

pH-skalaen fra 0 til 14

pH forteller hvor sur eller basisk en løsning er. Verdien er definert som pH = −log[H⁺], altså den negative logaritmen til konsentrasjonen av hydrogenioner. I praksis går pH-skalaen fra 0 til 14, med 7 som nøytralt punkt ved 25 °C. Under 7 er løsningen sur. Over 7 er den basisk.

Logaritmen har en konsekvens mange overser. Hvert hele trinn på skalaen tilsvarer en tidobling av [H⁺]. En løsning med pH 3 har ti ganger så høy konsentrasjon av hydrogenioner som en med pH 4, og hundre ganger så høy som en med pH 5. Sitronsaft på pH 2,3 er dermed rundt 500 ganger surere enn kaffe på pH 5, selv om det bare skiller under tre trinn på skalaen.

Løsning	Omtrentlig pH	Sur, nøytral eller basisk
Magesyre	1,0–1,5	Sterkt sur
Sitronsaft	2,3	Sur
Kaffe	5,0	Svakt sur
Rent vann (25 °C)	7,0	Nøytral
Blod	7,35–7,45	Svakt basisk
Natron løst i vann	8,3	Basisk
Husholdningsammoniakk	11,0	Sterkt basisk

Legg merke til blodet. Det holder seg mellom 7,35 og 7,45 uansett hva du spiser eller drikker. Grunnen er buffersystemer, som er et annet tema i Kjemi 2.

pH og pOH

Regner du på en basisk løsning, finner du gjerne [OH⁻] først. Da bruker du pOH = −log[OH⁻], og går videre til pH med sammenhengen pH + pOH = 14 ved 25 °C. En løsning med pOH 3 har altså pH 11. Dette er ett av stedene der elever mister poeng, fordi de stopper ved pOH og glemmer siste steg.

Hva er en svak syre?

En svak syre protolyseres bare delvis i vann. Bare en liten andel av molekylene gir fra seg hydrogenionet sitt, og mye av stoffet forblir uforandret i løsningen. Konsekvensen er at pH i en løsning av svak syre ligger nærmere 7 enn pH i en sterk syre med samme konsentrasjon. Fordi bare en liten andel avgir H⁺, oppstår det en likevekt mellom syren og ionene som dannes. For eddiksyre løst i vann:

CH₃COOH(aq) + H₂O(l) ⇌ CH₃COO⁻(aq) + H₃O⁺(aq)

Eksempler på svake syrer

Navn	Formel	Korresponderende base
Eddiksyre	CH₃COOH	CH₃COO⁻
Maursyre	HCOOH	HCOO⁻
Karbonsyre	H₂CO₃	HCO₃⁻

Hva er en svak base?

Samme prinsipp, motsatt vei. En svak base tar bare delvis opp H⁺ fra vannet, mens sterke baser tar opp fullstendig. Også her innstiller det seg en likevekt. For ammoniakk:

NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq)

Eksempler på svake baser

Navn	Formel	Korresponderende base
Ammoniakk	NH₃	NH₄⁺
Metylamin	CH₃NH₂	CH₃NH₃⁺

Korresponderende syre- og basepar

Syrer og baser hører sammen i par. Avgir en syre ett hydrogenion, får du den korresponderende basen. Tar en base opp ett hydrogenion, får du den korresponderende syren.

HCOOH(aq) ⇌ HCOO⁻(aq) + H⁺(aq)

NH₃(aq) + H⁺(aq) ⇌ NH₄⁺(aq)

Det skiller altså bare ett hydrogen mellom syren og basen i paret. Denne enkle regelen løser en god del oppgaver alene.

Syre- og basekonstantene Ka og Kb

Ka er syrekonstanten og Kb er basekonstanten. Begge er likevektskonstanter, og de forteller hvor mye en syre eller base protolyserer i vann, altså hvor sterk eller svak den er. Lav Ka betyr svakere syre. Lav Kb betyr svakere base. To svake syrer kan altså ha ulik styrke, og begge er fortsatt svake så lenge de ikke protolyserer 100 prosent. For eddiksyre er Ka ≈ 1,8 · 10⁻⁵.

Sammenhengen mellom Ka og Kb

Ka og Kb i et syre-basepar henger sammen gjennom vannets ioneprodukt:

Ka · Kb = Kw = 1,0 · 10⁻¹⁴ (ved 25 °C)

Kjenner du den ene, kan du alltid regne ut den andre. Fordi produktet er fast, må den ene være liten når den andre er stor. Derfor: jo sterkere syren er, jo svakere er den korresponderende basen, og omvendt.

Hvorfor kan du ikke bare bruke konsentrasjonen? SEL-tabellen

Har du 0,20 M saltsyre, er [H⁺] = 0,20 M. Ferdig. HCl er en sterk syre, alle molekylene gir fra seg protonet, og pH blir 0,70.

Har du 0,20 M eddiksyre, gjelder ikke det. Bare rundt én prosent av molekylene har gitt fra seg protonet sitt. Resten står igjen som hel CH₃COOH. Du vet altså hvor mye syre du helte i begeret, men ikke hvor mye H⁺ som faktisk befinner seg i løsningen. Og pH avhenger utelukkende av [H⁺].

Ka er broen mellom de to tallene. Konstanten forteller nøyaktig hvor stor andel som har protolysert ved likevekt. Verktøyet som tar deg fra Ka til [H⁺] er SEL-tabellen, der SEL står for Start, Endring og Likevekt.

Slik setter du den opp

Ta en svak syre HA med startkonsentrasjon 0,20 M, som protolyseres etter likevekten HA ⇌ A⁻ + H⁺.

Stoff	Start	Endring	Likevekt
HA	0,20 M	minker med x	0,20 − x M
A⁻	0 M	øker med x	x M
H⁺	0 M	øker med x	x M

Du starter med bare syren i løsningen, så konsentrasjonen av A⁻ og H⁺ settes tilnærmet lik null. Hvor mye syre som protolyserer vet du ikke, og den ukjente mengden kaller du x. For hver HA som reagerer, dannes ett A⁻ og ett H⁺. Derfor minker HA med x, mens A⁻ og H⁺ øker med x.

For likevekten HA ⇌ A⁻ + H⁺ er syrekonstanten Ka = [A⁻][H⁺] / [HA], og med tallene fra tabellen blir det Ka = x² / (0,20 − x).

Likevektskonsentrasjonene i høyre kolonne setter du inn i uttrykket for Ka eller Kb, og løser for x. Når du har x, har du [H⁺], og da regner du pH som vanlig. Merk: i dette eksempelet er alle koeffisientene 1, så alle endringene blir like store som x. Har reaksjonsligningen andre koeffisienter, må endringene følge disse.

Tre pH-beregninger med løsning

Finne korresponderende base

Oppgave: Hva er den korresponderende basen til H₂PO₄⁻? Fjern ett H⁺. Ladningen blir én enhet mer negativ.

Svar: HPO₄²⁻

pH i en svak syre med SEL-tabell

Oppgave: Hva er pH i en løsning av 0,20 M eddiksyre? Ka = 1,8 · 10⁻⁵.

Fra SEL-tabellen: Ka = x² / (0,20 − x)

Siden x er liten sammenlignet med 0,20, kan du forenkle til Ka ≈ x² / 0,20.

x = √(1,8 · 10⁻⁵ · 0,20) = 1,9 · 10⁻³ M

Svar: pH = 2,72

Bare 0,94 prosent av eddiksyren har protolysert. Hadde du behandlet den som en sterk syre og satt [H⁺] = 0,20 M, ville du fått pH 0,70. To hele enheter feil, som betyr at du bommer med en faktor på over hundre på hydrogenionkonsentrasjonen.

Kontrollregnet: eksakt løsning av andregradsligningen gir x = 1,8884 · 10⁻³ og pH = 2,72. Tilnærmingen koster deg ingenting her.

Fra Kb til Ka

Oppgave: En base har Kb = 1,7 · 10⁻⁸. Hva er Ka til den korresponderende syren?

Ka = Kw / Kb = (1,0 · 10⁻¹⁴) / (1,7 · 10⁻⁸)

Svar: Ka = 5,9 · 10⁻⁷

Fem forvekslinger som går igjen

En av de verste er å behandle en svak syre som en sterk. Med sterk syre er [H⁺] lik syrens konsentrasjon. Med svak syre må du gå veien om Ka og SEL-tabellen. Setter du inn direkte, får du altfor lav pH.

Så blandes Ka og Kb. Ka beskriver hvor villig syren er til å gi fra seg protonet. Kb beskriver hvor villig basen er til å ta imot. Bruk Ka · Kb = Kw til å bytte mellom dem.

Videre glemmes koeffisientene i SEL-tabellen. Er koeffisientene i reaksjonsligningen forskjellige fra 1, må endringene skaleres tilsvarende.

Og det hender at elever glemmer å gjøre om fra pOH til pH. Regner du på en base, får du først [OH⁻] og deretter pOH. pH = 14 − pOH må ikke glemmes.

Til slutt: troen på at «svak» betyr «fortynnet». Styrken handler om hvor stor andel som protolyserer, og ikke om konsentrasjonen. En konsentrert løsning av en svak syre er fortsatt en svak syre.

Tilbake til blodet

Karbonsyre står i tabellen over svake syrer, med HCO₃⁻ som korresponderende base. Det paret er hovedgrunnen til at blodet holder 7,4. Tilsetter du syre, tar HCO₃⁻ opp H⁺ og danner H₂CO₃. Tilsetter du base, gir H₂CO₃ fra seg H⁺. Fordi Ka · Kb = Kw er fast, kan paret bufre begge veier uten at pH flytter seg nevneverdig.

Et slikt system kalles en buffer, og forutsetningen er nettopp at syren er svak. En sterk syre har ingenting igjen å gi, siden alt allerede har protolysert.

Ofte stilte spørsmål

Lær mer

Svake syrer og baser er forutsetningen for å forstå titrering, titrerkurver og buffere, som utgjør resten av pH-emnet i Kjemi 2. På EnkelEksamen finner du videoundervisning der teorien gjennomgås med regneoppgaver med full utregning.