Definition af base (Brøndsted): En base er et molekyle eller en jon, der kan optage en hydron En hydron er en H +
Ved en syrebasereaktion overføres der en hydron fra en syre til en base
En syre indeholder altid hydrogen, da der ellers ikke vil kunne fraspaltes en hydron, Men ikke alle stoffer som indeholder hydrogen er syrer. Eksempler på hydrogenholdige stoffer, som ikke er syrer: CH 4, NaOH, NH 3 (de to sidste er baser)
Korresponderende syrer og baser H + HCl(aq) + H 2 O(l) -> Cl - (aq) + H 3 O + (aq) Syre 1 Base2 Base1 Syre2 I en syre-basereaktion sprænges der en kovalent binding, og der dannes en ny kovalent binding H H Cl + H O -> Cl - + H O + H H
Korresponderende syrer og baser H + H 2 O(l) + NH 3 (aq OH - (aq) + NH 4+ (aq) Syre 1 Base2 Base1 Syre2
Stærke syrer Saltsyre HCl Svovlsyre H 2 SO 4 Salpetersyre HNO 3 Oxoniumjon H 3 O + Middelstærke syrer Hydrogensulfat HSO - 4 Fosforsyre H 3 PO - 4 Citronsyre H 3 C 3 H 6 O 7 Svage syrer Eddikesyre CH 3 COOH Dihydrogencitrat H 2 C 3 H 6 O - 7 Kulsyre H 2 CO 3 Dihydrogenfosfat H 2 PO - 4 Ammonium NH + 4 Meget svage syrer Hydrogencarbonat HCO 3 Monohydrogenfosfat HPO 4 2- Yderst svage syrer Yderst svage baser Klorid Cl - Hydrogensulfat HSO - 4 Nitrat NO - 3 Vand H 2 O Meget svage baser Sulfat SO 2-4 Dihydrogenfosfat H 2 PO - 4 Dihydrogencitrat H 2 C 3 H 6 O - 7 Svage baser Acetat CH 3 COO - Monohydrogencitrat H 2 C 3 H 6 O - 7 Hydrogencarbonat HCO 3 Monohydrogenfosfat HPO 2-4 Ammoniak NH 3 Middelstærke baser Carbonat CO 2-3 Fosfat PO 3-4 Stærke baser Vand H 2 O Hydroxid OH -
Vands autohydrolyse H + H 2 O(l) + H 2 O(l) OH - (aq) + H 3 O + (aq) I rent vand er [OH - ] = [H 3 O + ] = 1,0 * 10-7 M Vandets jonprodukt er [OH - ] *[H 3 O + ] = 1,0 * 10-14 M 2 ph = - log[h 3 O + ]
[H 3 O + ] > [OH - ] Opløsningen er sur [H 3 O + ] = [OH - ] Opløsningen er neutral [H 3 O + ] < [OH - ] Opløsningen er basisk
reduktion oxidation Reduktion optagelse af elektroner Oxidation afgivelse af elektroner (Hel eller delvis)
Der er grundlæggende 4 væsentlige kemiske reaktioner: 1. Udfældning af tungtopløselige salte 2. Syre-base reaktion 3. Redoxprocesser 4. Dannelse af komplexe forbindelser ( ej i dette pensum)
Definitioner: Oxidation er en afgivelse af elektroner Reduktion er en optagelse af elektroner Heraf kan umiddelbart udledes: Stoffer fra de første hovedgrupper vil gerne oxideres og stoffer fra de sidste hovedgrupper vil gerne reduceres.
Jo længere til venstre i ovenstående spændingsrække et stof er indplaceret, jo mere villigt er det til at afgive sin(e) elektron(er). Dvs at et stof placeret til venstre for et andet stof vil forsøge at påtvinge joner af dette andet stof sine elektroner. Er der flere stoffer tilstede samtidig vil det mest elektronegative af stofferne forsøge at påtvinge det mindst elektronegative stofs joner sine elektroner.
Et eksempel. Vi har frit Zink i en vandig opløsning af Cu 2+ ioner. Zinken vil så prøve at påtvinge Cu 2+ ionerne sine 2 elektroner og selv danne en Zn 2+ ion samtidig med at der udskilles frit Cu.
Et andet eksempel. Vi har frit Al i en vandig opløsning af Fe 3+ ioner. Her kunne man tro at der tilsvarende ville ske en udfældning af jern og dannes aluminiumioner, men da der også er vand tilstede og dermed (H + ) ioner tilstede vil der først skulle ske en reaktion med (H + ) ionerne.
Flere definitioner: Oxidationstallet er et tal man bruger for at beskrive hvor mange elektroner et atom har optaget eller afgivet (helt eller delvist - ion/kovalent) Man tildeler et atom i en kovalent forbindelse det oxidationstal, der ville fremkomme som ladninger på atomet, hvis det tænktes fraspaltet som ion. Man tænker sig, at det mest elektronegative stof beholder alle elektronerne. Man skal huske at medregne den på en sammensat ion eksisterende ladning.
Oxidationstal (også ofte i litteraturen oxidationstrin) Et grundstof som ikke er bundet kovalent eller i en ionbinding med et andet grundstof har altid oxidationstallet 0 H har oftest i kemiske forbindelser oxidationstallet +I (undtagelse når H er bundet til et mere elektronegativt stof jf. spændingsrækken) O har oftest i kemiske forbindelser oxidationstallet -II når det ikke er bundet til mere elektronegative stoffer For en kemisk forbindelse er summen af de indgående oxidationstal lig med formelenhedens ladning.
Oxidationstal (eksempler) Cl 2, O 2, S 8, Au, Ne har alle oxidationstrin 0 NH 3 opfattes i denne sammenhæng som bestående af N 3- og 3 H + N får således tildelt oxidationstallet -III og H +I SO 4 2- tænkes opdelt i 4 O 2- og 1 S 6+ hvilket jo også sammenlagt giver netop de to negative ladninger på sulfatet. Oxidationstallet for S + 4*oxidationstallet for O = sulfatets ladning
Afstemning af redoxligninger Ligningen opskrives og oxidationstallene fastlægges 0 0 +II -II Mg + 0 2 -> MgO Stigning og fald udregnes 0 0 +II -II Mg + 0 2 -> MgO 2 2*2
Stigning og fald afstemmes 0 0 +II -II 2Mg + 0 2 -> 2MgO 2*2 2*2
Dette var de første 4 trin: 1. Opskriv reaktionsskemaets grundelementer (de stoffer som reagerer) 2. Find oxidationstallene for de indgående atomer 3. Find ændringerne i oxidationstal for atomerne 4. Sæt koefficienter foran formlerne (stofferne), så samlet stigning og fald er lige store 5. Kontroller at alle atomer bortset fra H og O er afstemt 6. Optæl ladningerne på de to sider af reaktionspilen 7. Afstem ladningerne med H 3 O + i sur væske og OH - i basisk væske 8. Afstem H ved hjælp af tilføjelse af vand 9. Kontroller om O er afstemt ( Hvis ikke forfra!)