pH og buffere

Kapittel 3 i Kjemi 2 dekker syrer, baser, pH og buffere: Brønsted-modellen, vannets ionprodukt, Ka og Kb, pH-beregning, titrering med ekvivalenspunkt og bufferløsninger med Henderson–Hasselbalch. Et av de mest sentrale regnetemaene på eksamen.

Kapittel 3: pH og buffere

Kjemi 2 – Komplett og dyptgående læremateriale | ifingo

📌

Kompetansemål (LK20)

Dette kapittelet gir deg et solid fundament for å mestre følgende kompetansemål fra læreplanen i Kjemi 2:

• Beregne pH for sterke og svake syrer, baser, salter og bufferløsninger.
• Bruke Ka, Kb, pKa og pKb i likevektsuttrykk og beregninger.
• Forklare hvordan en buffer motstår pH-endringer, og bruke Henderson–Hasselbalch-likningen.
• Planlegge og tolke titreringer av sterke og svake syrer/baser, og bestemme ekvivalenspunktet.
• Anvende kunnskap om pH og buffere på biologiske systemer (blod, mage, jord).

🔴 Syrer og baser – grunnleggende

En syre er et stoff som kan gi fra seg H⁺ (protoner) til en annen partikkel. En base er et stoff som kan ta opp H⁺.

💡 Brønsted-Lowry-definisjonen: En syre er en protondonor (gir fra seg H⁺). En base er en protonakseptor (tar opp H⁺). Denne definisjonen er den vi bruker i Kjemi 2.

🔗

Konjugerte syre-base-par

Når en syre gir fra seg et proton, blir den til en korresponderende base. Og omvendt. Sammen utgjør de et konjugert syre-base-par.

HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻

• HA / A⁻ er ett konjugert par (HA er syren, A⁻ er basen)
• H₂O / H₃O⁺ er det andre paret (H₂O er basen, H₃O⁺ er syren)

⚗️

Sterk syre

En sterk syre protolyserer fullstendig i vann – alle syremolekylene gir fra seg H⁺. Reaksjonen går bare én vei (→).

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻

Eksempler: HCl, HNO₃, H₂SO₄ (første proton)

⚗️

Sterk base

En sterk base dissosierer fullstendig og gir OH⁻ i løsning.

NaOH → Na⁺ + OH⁻

Eksempler: NaOH, KOH, Ca(OH)₂

♻️

Amfolytter

En amfolytt (eller amfotert stoff) er et stoff som kan reagere både som syre og som base, avhengig av hva det reagerer med.

• Vann (H₂O) er den vanligste amfolytten
• HSO₄⁻, HCO₃⁻, H₂PO₄⁻ er også amfolytter

Eksempel med vann:

• Med syre: HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻  (vann er base)
• Med base: NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻  (vann er syre)

💧 Vannets autoprotolse

Rent vann protolyserer seg selv i svært liten grad:

H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻

Likevektskonstanten for denne reaksjonen kalles vannets ionprodukt:

K w = [H₃O⁺] · [OH⁻] = 1,0 · 10⁻¹⁴ (ved 25 °C) 🔗 Viktig sammenheng: K w gjelder alltid i vandig løsning – uansett om løsningen er sur, basisk eller nøytral.

• I rent vann: [H₃O⁺] = [OH⁻] = 1,0 · 10⁻⁷ mol/L → pH = 7
• Sur løsning: [H₃O⁺] > [OH⁻]
• Basisk løsning: [H₃O⁺] < [OH⁻]

📊 pH – målet på surhet

pH er et mål på konsentrasjonen av H₃O⁺ (hydroniumioner) i en løsning. pH-skalaen går normalt fra 0 til 14.

🔹

Viktige formler

pH = −log[H₃O⁺]

[H₃O⁺] = 10 −pH

pOH = −log[OH⁻]

pH + pOH = 14 (ved 25 °C)

👉 Viktig: Lav pH → sur løsning (mye H₃O⁺). Høy pH → basisk løsning (lite H₃O⁺, mye OH⁻). pH = 7 → nøytral. 📝

Eksempel: pH-beregning for sterk syre

Hva er pH i en 0,010 mol/L HCl-løsning?

1. HCl er en sterk syre → protolyserer fullstendig
2. [H₃O⁺] = 0,010 mol/L = 1,0 · 10⁻² mol/L
3. pH = −log(1,0 · 10⁻²) = 2,0

📝

Eksempel: pH-beregning for sterk base

Hva er pH i en 0,0050 mol/L NaOH-løsning?

1. NaOH er en sterk base → [OH⁻] = 0,0050 mol/L
2. pOH = −log(0,0050) = 2,3
3. pH = 14 − 2,3 = 11,7

🧪 Svake syrer og baser

⚗️

Svak syre

En svak syre protolyserer ikke fullstendig, men danner en likevekt mellom syre og korresponderende base:

HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻

Syrekonstanten K a :

K a = [H₃O⁺] · [A⁻] [HA]

• Stor K a → sterkere syre (protolyserer mer)
• Liten K a → svakere syre (protolyserer mindre)

⚗️

Svak base

B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻ K b = [BH⁺] · [OH⁻] [B] 🔹

Sammenheng mellom Ka og Kb

K a · K b = K w = 1,0 · 10⁻¹⁴

Dette gjelder for et konjugert syre-base-par. Jo sterkere syren er (stor K a ), desto svakere er den korresponderende basen (liten K b ).

📊

pKa og pKb

pK a = −log K a     pK b = −log K b pK a + pK b = 14 (ved 25 °C)

Lav pK a → sterk syre. Høy pK a → svak syre.

📝

Eksempel: pH for svak syre

Eddiksyre (CH₃COOH) med c = 0,10 mol/L og K a = 1,8 · 10⁻⁵.

1. Sett opp likevekten: CH₃COOH + H₂O ⇌ H₃O⁺ + CH₃COO⁻
2. La x = [H₃O⁺] ved likevekt
3. K a = x² / (0,10 − x) ≈ x² / 0,10
4. x² = 1,8 · 10⁻⁶ → x = 1,34 · 10⁻³
5. pH = −log(1,34 · 10⁻³) ≈ 2,87

🧫 Titrering

Titrering er en kvantitativ analysemetode der du bestemmer konsentrasjonen av en ukjent løsning ved å tilsette en løsning med kjent konsentrasjon (titrant) dråpevis til reaksjonen er fullført.

Titreringsoppsett med byrette, konisk kolbe og magnetomrører

🧮

Viktig formel for titrering

n = c · V

der n = stoffmengde (mol), c = konsentrasjon (mol/L), V = volum (L)

🎯

Ekvivalenspunkt (veldig viktig!)

Ekvivalenspunktet er punktet i titreringen der:

n(syre) = n(base)c syre · V syre = c base · V base 🧪

De fire fasene i titrering

1. Start

• Bare syre (eller base) i løsningen
• pH bestemmes av startkonsentrasjonen og styrken til syren/basen

2. Før ekvivalenspunkt

• Syre og base reagerer gradvis – pH endres sakte
• Ved svak syre + sterk base: det dannes en buffer i dette området
• Halvveispunktet: pH = pK a (her er [HA] = [A⁻])

3. Ekvivalenspunkt

• Like mye syre og base har reagert
• pH avhenger av hvilken type titrering:

Reaksjon	pH ved ekvivalenspunkt	Forklaring
Sterk syre + sterk base	pH ≈ 7	Nøytralt salt dannes
Svak syre + sterk base	pH > 7	Basisk salt (A⁻ reagerer med vann)
Svak base + sterk syre	pH < 7	Surt salt (BH⁺ reagerer med vann)

4. Etter ekvivalenspunkt

• Overskudd av titrant (base eller syre)
• pH styres av det overskytende stoffet

🧪

Titreringskurver

En titreringskurve viser pH som funksjon av tilsatt volum titrant. Kurven har typisk en S-form med et bratt hopp ved ekvivalenspunktet.

Titrering	Startpunkt	Ekvivalenspunkt	Kurveform
Sterk syre + sterk base	Lav pH	pH = 7	Bratt hopp, symmetrisk S-kurve
Svak syre + sterk base	Litt høyere pH	pH > 7	Flatere start (buffer), bratt ved ekv.pkt.

🎨

Indikatorer

En indikator er et stoff som skifter farge ved en bestemt pH. Du må velge en indikator som skifter farge ved ekvivalenspunktet:

Indikator	Omslag-pH	Bruksområde
Metyloransje	3,1 – 4,4	Sterk base + svak syre
Bromtymolblått	6,0 – 7,6	Sterk syre + sterk base
Fenolftalein	8,2 – 10,0	Svak syre + sterk base

📝 Eksamenstips: Velg alltid en indikator der omslagspunktet ligger nær ekvivalenspunktets pH. Feil indikator gir upresist resultat!

🧪 Buffer

En buffer er en løsning som gjør at pH endrer seg svært lite selv om vi tilsetter moderate mengder syre eller base. Buffere er avgjørende i mange biologiske og kjemiske systemer.

🧪

Hva består en buffer av?

• En svak syre (HA)
• Dens korresponderende base (A⁻)

👉 Sammen utgjør de et konjugert syre-base-par.

🧪

Hvordan virker en buffer?

• Tilsetter vi syre (H₃O⁺) → den korresponderende basen (A⁻) reagerer med og nøytraliserer den: A⁻ + H₃O⁺ → HA + H₂O
• Tilsetter vi base (OH⁻) → den svake syren (HA) reagerer med og nøytraliserer den: HA + OH⁻ → A⁻ + H₂O

Derfor endres pH bare minimalt!

🧮

Bufferlikning – Henderson-Hasselbalch (viktig formel!)

pH = pK a + log [A⁻] [HA] 🧪

Ideell buffer

En buffer er ideell når pH = pK a , fordi:

• [A⁻] = [HA] → log(1) = 0 → pH = pK a
• Da kan bufferen nøytralisere like mye syre som base
• Dette gir maksimal bufferkapasitet

🧪

Bufferkapasitet

Bufferkapasitet beskriver hvor mye syre eller base en buffer kan tåle før pH endrer seg merkbart.

Hva gir høy bufferkapasitet? …