Varför äter vi Samarin?

Tillhör kategori: jämvikt, syror och baser, urval experiment under revidering, vardagens kemi

Författare: Erika Persson, Jeanette Nilsson, Ann-Sofi Lindbäck

Introduktion Riktlinjer Säkerhet Materiel Förarbete Utförande Förklaring Kemisk bakgrund Fördjupning Litteratur Fler experiment

Varför äter vi Samarin?

Frätande Använd skyddsglasögon 

Tid för förberedelse: 30 minuter

Tid för genomförande: 30 minuter

Antal tillfällen: 1

Säkerhetsfaktor: Utföres med normal varsamhet

Svårighetsgrad: Kräver viss labvana

Introduktion

p>I dagens samhälle som beskrivs som ett stress samhälle är det många som använder sig av produkter som lugnar ned magen. Vad beror det på att magen är orolig och varför fungerar produkten? Du ska nu få testa och se vad samarin har för inverkan på olika lösningar och försöka förstå hur samarin påverkar din oroliga mage.

Riktlinjer

Experimentet kan göras som en lärardemonstration med en gemensam hypotesställning och diskussion.

Det kan även göras av elever i små grupper om tre, där de ställer en hypotes och skriver upp sina resultat. Resultaten skall sedan försöka förklaras och att de jämför med verkligheten. Varje grupp redovisar inför klassen och gemensamt diskuteras sedan de uppnådda resultaten och förklaringarna.

Säkerhet

p>Vi använder oss av sura och basiska lösningar, som man alltid ska vara försiktig med. Tänk på SIV regeln! Skölj rikligt med vatten om du fått lösningar på huden. Använd skyddsglasögon.

Avfallet från experimentet kan spolas ned i avloppet med rikligt med vatten.

Materiel

Förarbete

Gör i ordning lämpliga lösningar i små flaskor.

Utförande

  1. Häll upp tre lösningar med olika pH i varsin bägare (till exempel mjölk, Coca-Cola, bakpulverlösning).
  2. Testa med pH-papper vilket pH de olika lösningarna har.
  3. Vad tror du händer i de olika lösningarna när du tillsätter samarin.
  4. Tillsätt lite Samarin löst i vatten enligt recept.
  5. Notera eventuella skillnader och mät pH.
Foto: © Svante Åberg

Variation 1

Om man har ofärgade lösningar kan man använda indikatorlösningar i stället för indikatorpapper. Använd gärna en universalindikator för att kunna avläsa pH-värdena över ett större pH-område.

Variation 2

I stället för att bara kontrollera vilket pH lösningen får vid tillsatt av Samarin kan undersöka hur mycket Samarin som krävs för att få ett omslag och hur denna mängd varierar med olika pH och lösningar.

Förklaring

En buffert består av ungefär lika delar av syraformen och basformen av ett syra-baspar. Syra neutraliseras av basen i bufferten. På motsvarande sätt neutraliseras bas av syran i bufferten.

Så länge som det finns kvar av både syra- och basformen i bufferten så kommer pH att ligga nära syra-basparets pKa-värde. pKa-värdena som förekommer i Samarin ligger mot mitten av pH-skalan, i genomsnitt kring pH 6. Därför tenderar Samarin att påverka pH i lösningarna så att de närmar sig pH 6.

Kemisk bakgrund

Vy för utskrift av kemisk bakgrund och fördjupning

Kemikalier som ingår i experimentet

Exempel på resultat av experimentet

Jag har använt mig ofarliga lösningar som mjölk, Coca-Cola och bakpulverlösning. Mängden lösning var ca 1 msk, dvs. 15 ml. Bakpulverlösningen blandade jag genom att lösa upp ½ kryddmått i 1 msk vatten.

Från början hade lösningarna detta pH värde:

En påse Samarin löstes upp i 1 dl vatten.

Den största pH skillnaden uppstod i Coca-Cola lösningen, där behövdes det ytterst lite för att pH skulle höjas.

Samarin
En fyra grams påse Samarin innehåller

Natriumbikarbonat (natriumvätekarbonat, NaHCO3) är ett vitt, kristalliknande pulver eller gryn som inte luktar. Det är lösligt i vatten men olösligt i alkohol, eteriska och vegetabiliska oljor. Ämnet är svagt basiskt, och i en vattenlösning 1:10 blir pH 8,3. I vatten sönderdelas natriumbikarbonat till koldioxid och natriumkarbonat (soda). Koldioxiden löser sig i vattnet och bildar kolsyra (H2CO3). Om koldioxid avges, t.ex. vid omskakning eller uppvärmning så förloras kolsyra, vilket gör att lösningen blir mera basisk. Natriumbikarbonat är huvudbeståndsdelen i bakpulver och om den får reagera med något surt frigörs koldioxid.

Vinsyra (HOOC-CHOH-CHOH-COOH) kan antingen vara en färglös/genomskinlig kristall eller ett vitt kristalliknade pulver som inte lukar men har en stark sur smak Det är lösligt i vatten men olösligt i vegetabiliska och eteriska oljor. Vattenlösningen blir sur och har ett pH mellan 2 och 4. Vinsyra smälter vid 170 grader och vid upphettning avgår kolsyra och det luktar karamell. Vinsyra används tillsammans med natriumbikarbonat i olika produkter eftersom den frigör kolsyra ur karbonaten.

Den finns i många frukter, särskilt vindruvor, i både fri form och av salter. I för stora doser ger vinsyra svåra förgiftningar och skador på tex mage, tarm och njurar. Människor har dött av att ha ätit 12g.

Citronsyra (HOOC-CH2-CH(OH)(COOH)-CH2-COOH), vattenfri, innehåller typiskt 99 % citronsyra. Den är ett färglöst/vitt kristalliknande pulver eller korn som har starkt sur smak men ingen lukt. Vattefri citronsyra kräver mer vätska än vanlig citronsyra för att lösas upp. Den är lättlöslig i sprit och vatten. I en vattenlösning ligger pH mellan 2-4. Pulvret smälter vid temperatur över 100 grader. Citronsyra används i alla sura drycker och i sura godisar.

Natriumkarbonat (soda, Na2CO3) används vid tvåltillverkning och har en stark basisk reaktion. Det är ett salt och finns både naturligt och kan skapas industriellt. Soda ska förvaras lufttätt och svalt annars bildar saltet ett pulver då vattnet dunstar och vid 34 grader smälter sodan. I alla former torkar soda ut huden och starka lösningar är kraftigt frätande och orsakar vävnadsdöd. Soda ska inte blandas med syror, sura salter, metallsalter eller garvämnen. Om någon har svalt soda eller sodalösning ska man inte kräkas. Drick mycket vatten och svaga syror (filmjölk, vinäger, citronsaft) och kontakta läkare.

Kaliumnatriumtartrat (KOOC-CHOH-CHOH-COONa) är ett salt av vinsyra.

pH

pH är ett mått på hur sur eller basisk en lösning är och värdet beror på oxoniumjonens koncentration. pH är lika med exponenten med motsatt tecken när vätejonkoncentrationen [H+ = H3O+] skrivs som tiopotens, [H+] = 10-pH.

pH skalan ligger mellan pH 1-14, där pH under 7 kallas sura lösningar, pH över 7 kallas basiska lösningar och lösningar med pH 7 är neutrala.

Några vätskors pH värde:

Sura och basiska lösningar

Sura lösningar innehåller en syra. En syra har olika egenskaper som att den har sur smak, reagerar med oädla metaller tex. järn och ger en sur reaktion om den tillsätts till destillerat vatten. En vattenlösning med syra leder elektrisk ström eftersom syran är en protongivare dvs. att den ger vattenmolekylen en proton (H+) och då leds strömmen mha joner (laddade partiklar). Se exempel med väteklorid (HCl) i vatten (H2O). En lösning av väteklorid i vatten kallas saltsyra.

H2O + HCl → H3O+ + Cl-

Här är det jonerna H3O+ och l- som leder strömmen. Det är den positivt laddade jonen H3O+ som ger lösningen dess sura egenskaper, jonen heter oxoniumjon. Det finns många olika syror och de indelas i två grupper, starka syror och svaga syror. Starka syror avger alla sina protoner i vattenlösning, dvs. den är fullständigt protolyserad. För svaga syror i avttenlösning gäller att bara en en del av syramolekylerna avger sina protoner. Exempel på starka syror är sasltsyra (HCl(aq)), svavelsyra (H2SO4(aq)) och salpetersyra (HNO3). Exempel på svaga syror är ättiksyra och kolsyra.

Motsatsen till sura lösningar är basiska lösningar som innehåller en bas. Basen har egenskaper som att den ofta är frätande och att den ger en alkalisk, basisk, lösning om den tillsätts till destillerat vatten. En bas är i motsats till syra en protontagare, dvs att den tar en proton (H+) från vattenmolekylen. Se exempel med ammoniak NH3 i vatten H2O.

H2O + NH3 → OH- + NH4+

Här är det den negativt laddade jonen OH- som ger lösningen dess basiska egenskaper, jonen heter hydroxidjon. Exempel på baser är natriumhydroxid (kaustik soda, NaOH) och ammoniak (NH3).

Syror och baser kallas gemensamt för protolyter. I reaktionen protolys tar basen upp den proton som syran avgett, alltså måste både basen och syran finnas för att detta skall ske.

Var försiktig när du använder dig av baser och syror. Båda är frätande och farliga att inandas!!

Neutralisation

Om vi blandar en syra och en bas får vi en sk neutralisation. Neutralisation betyder att det bildas vatten genom att oxoniumjonen förenar sig med hydroxidjonen. Se exempel där vi blandar en lösning av natriumhydroxid NaOH och saltsyra HCl.

Na+ + OH- + H3O+ + Cl- → Na+ + Cl- + H2O

... eller om vi bara tar med de partiklar som reagerar:
OH- + H3O+ → H2O

Att mäta pH

En indikator är ett ämne, vanligen en lösning av ett fast ämne i en vätska, som ändrar färg i beroende på lösningens pH. Ändringen sker inom ett bestämt pH-intervall. Det finns olika indikatorer att välja mellan. Ett exempel är bromtymolblått (BTB) som har gul färg i sur lösning och blå färg i basisk lösning. Färgomslaget för BTB sker vid pH 7,0 där blandfärgen är grön.

Många indikatorer har bara ett färgomslag, men vissa har två eller till och med tre. Många känner inte till det, men BTB har faktiskt ett färgomslag även vid pH strax under 0. I mycket sur lösning är BTB röd.

Det finns även indikatorer som har ett färgomslag för varje pH. De är en blandning av olika indikatorer och kallas universalindikatorer. Färgen som man får fram jämför man med en färgskala och får på så sätt fram lösningens pH. Denna är ofta en pappersrulle, universalpapper, som man tar en bit av och doppar ned i lösningen för att sedan jämföra med skalan.

Man kan även använda sig av en pH meter som ger en mer noggrann bestämning av pH. Den består av en glaselektrod som är kopplad till ett mätinstrument där pH värdet kommer upp i siffror.

Kemin bakom experimentet

Samarin verkar neutraliserande, dvs. Samarin i en sur lösning fungerar som en bas i en syra, den höjer pH värdet.

Buffertlösning

En buffertlösning är en lösning som innehåller minst en svag syra och en svag bas. Ofta löser man en svag syra med dess alkalisalt i vatten men man kan även använda en svag bas och dess motsvarande salt. Det betyder att det i lösningen finns ett korresponderande syra-baspar. Den ena delen, syran, reagerar med tillsatta hydroxidjoner och den andra, basen, reagerar med tillsatta oxoniumjoner. Bufferten fungerar som en "stötdämpare" dvs. att lösningen pH ändras väldigt lite när man tillsätter en bas eller en syra eller om lösningen späds ut. Bufferten räcker inte hur länge som helst utan när tillsatsen av syra eller bas är så stor att all buffert har förbrukats dvs. att den svaga syran eller basen har förbrukats kommer pH i lösningen att sjunka eller höjas.

Buffringsförmågan ska ofta ligga kring ett specifikt pH som bestäms genom att ta lösningens pKa ± 1, ungefär. Ka kallas syrakonstant och är en jämviktskonstant som man får fram genom att ta en protolysformel och överföra den till en jämviktsekvation (se exemplet nedan).

Formler och beräkningar

Protolysformel för ättiksyralösning
HAc + H2O ⇄ H3O+ + Ac-

Jämviktsekvationen blir

Eftersom vattenhalten i utspädda syror är i stort sett konstant, förenklar man uttrycket genom att utesluta vatten ut jämviktsekvationen och tecknar uttrycket för syrakonstanten, Ka.

Värdet på Ka visar på hur mycket syran tenderar att protolyseras, dvs. hur långt reaktionen är förskjuten åt höger eller hur mycket av syran som har bildar korresponderande bas. Om det är en stark syra så är värdet på Ka stort, vilket betyder att täljaren är stor och det mesta av syran avger sina vätejoner (protoner). Om det istället är en svag syra så är värdet på Ka litet, vilket betyder att nämnaren är stor och det är bara lite av syran reagerar. Starka syror har ju lättare att protolysera sig än svaga syror.

I exempelt ovan med ättiksyra gäller att Ka = 1,75·10-5 M. Med lite räkning kan man få fram att för en lösning av 0,1 M ättiksyra så är bara 1,3% av ättiksyramolekylerna protolyserade.

Själva uträkningen går till så här:

reaktion  HAc  H2O  H3O+  Ac- 
start (M)  0,1       0 + 0
jämvikt (M)  0,1-x       x + x

Ka = [H3O+]·[Ac-]/[HAc]
1,75·10-5 = x·x/(0,1-x)
0 = x2 + Ka·x - 0,1Ka    som har lösningen

x = 1,3·10-3 M, vilket är 1,3% av 0,1 M.

pKa-värdet får man fram genom att ta -lg Ka. pKa-värdet är ett praktiskt sätt att ange syrans styrka. pKa-värdet är nämligen det pH där hälften av syramolekylerna avgivit sina vätejoner. Det innebär att pH = pKa för en buffert som blandats av lika delar syra och korresponderande bas.

Vi kan ta exemplet med den svaga syran ättiksyra: pKa = -lg (1,75·10-5) = 4,76. Om du blandar lika antal mol ättiksyra (CH3COOH, skrivs förenklat som HAc) och natriumacetat (CH3COONa, förenklat skrivsätt NaAc) blir alltså pH = 4,76.

Buffertsystemen är viktiga i naturen

Buffertsystem har stor betydelse för pH-värden i olika typer av mark. Skogsmark, ofta mager morän, har dålig buffertverkan och är därför känslig för surt nedfall. Åkerjord däremot, som ofta består av lerjordar och kalkhaltiga jordar, innehåller buffertsystem av t.ex. vätekarbonatjoner/ karbonatjoner (HCO3- resp. CO32-), och kan bättre motstå försurningen i naturen. I sjöar är det också främst förekomsten av vätekarbonatjoner/ karbonatjoner som avgör förmågan hos en sjö att stå emot försurande nedfall.

Även i kroppen finns det buffertsystem där blodet är ett exempel. Blodet är buffrat och dess pH-värde bestäms främst av syra-basparet kolsyra/ vätekarbonatjon. Normalt har blod pH-värdet 7,4 men i vissa fall kan farliga pH-ändringar inträffa genom att man påverkar buffertsystemets sammansättning. Vid bergsklättring på mycket höga höjder blir andningen snabbare och koldioxid (CO2) avges från lungorna. Det medför i sin tur en förskjutning av buffertsystemets jämviktsläge och därmed sker en höjning av pH-värdet.

Buffertsystemet i Samarin
Lösningen av Samarin har pH 6.
Foto: © Svante Åberg

Samarin har en buffertverkan på både sura och basiska lösningar. Natriumkarbonat och kaliumnatriumtartrat är baser som neutraliserar syror medan vinsyra och citronsyra neutraliserar baser. Natriumbikarbonat kan reagera både som syra och som bas och neutraliserar därför både syror och baser. I blandningen av syrorna och baserna reagerar dessa med varandra och hittar ett jämviktsläge vid ett visst pH-värde. För sammansättningen i Samarin blir detta pH-värde beräknas till 5,82.

Titrerkurvan nedan är beräknad för det fall man löser en 4 grams påse Samarin i vatten till 100 ml. Som man ser är pH = 5,8 vid start. Tillsats av natriumhydroxid ökar pH, men bara långsamt på grund av buffertverkan. Tillsats av syra buffras också av Samarin.

Bild: © Svante Åberg

Beräkningarna bygger på följande data (100ml lösning):

ämne molvikt
(g/mol)
pKa1pKa2pKa3 massa
(g)
konc.
(M)
kolsyra 62,025 6,35 10,33 - 0,00 0,0000
natriumvätekarbonat 84,007 6,35 10,33 - 2,13 0,2536
natriumkarbonat 105,99 6,35 10,33 - 0,120 0,0113
vinsyra 150,09 0,89 4,73 - 1,28 0,0853
natriumvätetartrat monohydrat 190,08 0,89 4,73 - 0,000 0.0000
kalium-natriumtartrat 210,15 0,89 4,73 - 0,040 0.0019
citronsyra 192.125 3,13 4,76 6,40 0,43 0,0223
natriumdivätecitrat 214,11 3,13 4,76 6,40 0,000 0,0000
dinatriumvätecitrat 236,09 3,13 4,76 6,40 0,000 0,0000
natriumcitrat dihydrat 294.10 3,13 4,76 6,40 0,000 0,0000

Kul att veta

Samarin är ett naturläkemedel som används som ett syraneutraliserande preparat för t.ex. halsbränna och sura uppstötningar. Barn under 12 år ska inte använda produkten. Portionspåsen töms i ett glas med vatten och lösningen rörs om och man låter det brusa färdigt. Samarin får användas högst 4ggr per dag i 2 veckor. Samarin ska inte användas vid nedsatt njurfunktion och inte heller av personer som behandlas med saltfri eller saltfattig kost.

Undvik Samarin om du tar mediciner som vissa antibiotika (tetracykliner), ketokonazoltabletter och gabaspentintabletter. Om du fått i dig för stor dos, kontakta giftcentralen, läkare eller sjukhus. Samarin kan ge upphov till rubbning i syrabalansen och i sällsynta fall verka milt laxerande.

Halsbränna

I magsäcken produceras magsaften av epitelceller. Magsaften består av saltsyra, slem och enzymet pepsin som löser upp proteiner. Saltsyraproduktionen är stor som medför att pH i magen ligger runt 2. Den sura miljön gör att proteiner sönderdelas lättare dvs. underlättar pepsinets jobb och att bakterier dör. Saltsyran produceras i särskilda celler, parietalceller, genom att cellerna tar upp vatten H2O, koldioxid CO2 och kloridjoner Cl- ur blodet. Vattnet och koldioxiden bildar kolsyra H2CO3 som protolyseras till vätejoner H+ och vätekarbonatjoner HCO3-. Sedan går vätekarbonatjonerna ut i blodet och vätejonerna och kloridjonerna går ut i magsäcken. Man skulle kunna tro att pepsinet förstör de proteiner som finns i magcellerna, men det är så att pepsinet inte blir aktivt förrän det kommer ikontakt med saltsyran. Slemmet skyddar magens insida mot syran och pepsinet, men ändå förstörs cellerna och byts ut var tredje dygn. Om syran och pepsinet förstör cellerna snabbare uppstår magsår.

Magen klarar av den sura miljön eftersom den har en skyddande hinna, men om magsaften kommer upp i matstrupen finns ingen skyddande hinna och magsaften kan verka frätande. Magsaften kommer upp om trycket i magen är tillräckligt stort som vid tunga lyft. Det krävs att magsaften kommer upp många gånger för att den ska verka frätande, om det bara händer någon gång pressas magsaften ned igen av muskler i matstrupen och saliv sköljer rent.

Vid regelbunden halsbränna kan man ha sjukdomen gastroesofageal refluxsjukdom som påverkar ens levnadsvillkor och ger skador på matstrupen. Då kan man ha symptom som krampaktiga smärtor i bröstet, en känsla av en klump i halskropen, magsmärtor och rethosta.

Halsbrännan kan förvärras av tex starkt kryddad mat, läkemedel som innehåller acetylsalicylsyra, tunga lyft, tighta kläder, övervikt, stress, rökning och framåt lutande arbetsställningar.

Du skall söka läkare om du är över 45 år och får symtomen för första gången, har magsmärtor, svårt att svälja, har kräkningar, går ner i vikt eller upptäcker blod i avföringen.

Det finns andra läkemedel än Samarin och de är uppdelade i olika grupper beroende på hur de verkar:
Protonpumpshämmare, är långtidsverkande och hindrar saltsyraproduktionen.
H2 receptorblockerare, hämmar saltsyraproduktionen.
Alginat, lägger lock på magsyran.
Antacida, neutraliserar magsyran under en kortare tid.

Fördjupning

pH-begreppet


pH-värden för några vanliga ämnen.
"pH scale" av OpenStax College" (CC BY 3.0)

pH är ett mått på surhetsgraden i en vattenlösning. Det som gör vattnet surt är vätejoner, H+. Vätejoner kommer från syror, såsom ättiksyra, svavelsyra eller kolsyra, men jonerna bildas inte förrän syran löser sig i vatten.

pH är definierat bara i vattenlösningar. Man kan alltså inte ange pH för till exempel en etanollösning, även om syran kan lösa sig i etanolen och avge vätejoner på liknande sätt som i vatten.

pH i vardagen

Det är vätejonerna som ger de sura egenskaperna hos lösningen. Till exempel är vätejoner frätande på många ämnen. Vätejonerna ger också en syrlig smak. Faktiskt är mycket av det vi äter mer eller mindre surt. Frukter innehåller fruktsyror av olika slag. Filmjölk innehåller mjölksyra och läsk innehåller kolsyra. Den syrliga smaken är faktiskt uppfriskande.

Vattenlösningar med högt pH innehåller väldigt lite vätejoner. De är basiska. Basiska livsmedel finns nästan inte. Undantag kan vara svagt basiska kakor bakade med bikarbonat eller lutfisk där det finns små rester av luten. Däremot är många rengöringsmedel starkt basiska. I basiska lösningar är halten vätejoner väldigt låg. I stället finns det gott om hydroxidjoner, OH.

pH-skalan

pH-skalan går från cirka pH 0 för starkt sura lösningar via pH 7 för en neutral lösning till cirka pH 14 för mycket basiska lösningar.

Vätejonerna (H+) står i jämvikt med hydroxidjonerna (OH) i vattenlösningen. Vätejoner och hydroxidjoner är som vågskålarna i en balansvåg. När det finns mycket av den ena finns det lite av den andra, och vice versa. Det väger jämnt vid pH 7, när vattnet är neutralt. Så är fallet i alldeles rent vatten.

pH-skalans koppling till koncentrationen av vätejoner

Halten av vätejoner kan variera mycket. I mycket sura lösningar är halten i storleksordningen 1 mol/dm3. I mycket basiska lösningar är halten väldigt låg, ned till cirka 0,00000000000001 mol/dm3. I en neutral vattenlösning är halten 0,0000001 mol/dm3.

För att slippa skriva så många siffror, så kan man uttrycka halterna med hjälp av 10-potenser. Då blir det på följande sätt:

lösning[H+] på vanligt sätt[H+] med 10-potenserpH
mycket sur1 mol/dm3100 mol/dm3 0
neutral0,0000001 mol/dm310–7 mol/dm37
mycket basisk0,00000000000001 mol/dm310–14 mol/dm314

Man använder hakparenteser för att ange att det handlar om koncentrationen av något. Koncentrationen av vätejoner betecknas då [H+].

Genom att definiera pH som exponentens värde med motsatt tecken, så kan vi hantera halter från suraste lösningen till den mest basiska utan att skriva så många siffror. I tabellen finns pH-värdet i kolumnen längst till höger.

När man skriver 10-potenser är exponenten ett mått på storleksordningen hos vätejonhalten. Varje minskning av pH med ett steg motsvarar en multiplikation av vätejonkoncentrationen med faktorn 10, och ökning av pH motsvarar en division av vätejonkoncentrationen med faktorn 10. Att låga pH ger hög halt av vätejoner beror på att man bytt tecken när man definierat pH.

På motsvarande sätt motsvarar 2 steg faktorn 100, 3 steg faktor 1000, och så vidare.

Beräkningar med pH och [H+]

Man får man pH-värdet ur vätejonkoncentrationen med följande formel:
pH = –log [H+]

Omvänt beräknar man vätejonkoncentrationen ur pH-värdet med följande formel:
[H+] = 10–pH

Formell definition av pH


Moln av motjoner bildas kring enskilda joner i lösningen.
"Ionenverteilung inLoesung" av Daniele Pugliesi" (CC BY 3.0)

I praktiken använder man koncentrationer av ämnen i lösningar när man räknar på kemiska jämvikter. Koncentrationen av vätejoner, [H+], stämmer väl med hur stor effekt vätejonerna har kemiskt när de deltar i kemiska reaktioner om lösningen är relativt utspädd. Men om koncentrationen är högre än cirka 0,1 mol/dm3, så börjar man se tydliga avvikelser mellan den faktiska kemiska effekten och den man förväntar sig utifrån koncentrationen.

Orsaken till att kemisk effekt och koncentration inte längre är proportionella vid höga koncentrationer är att det bildas moln av motjoner kring vätejonerna som påverkar deras möjlighet att delta i kemiska reaktioner. Detta beskrivs av Debye–Hückel i deras teori. De kom fram till en korrektionsfaktor som kallas aktivitetskoefficient.

Vätejonens kemiska aktivitet, som betecknas {H+}, får man genom att multiplicera jonkoncentrationen [H+] med aktivitetskoefficienten γ.


Aktivitetskoefficienten γ för lösningar med olika jonstyrkor.
"Debye-Hückel equation" av V8rik" (CC BY 3.0)

Vid låga koncentrationer är aktivitetskoefficienten γ = 1, men vid högre koncentrationer tenderar γ att vara mindre än 1.

Debye–Hückels teori för aktivitetskoefficienten γ bygger på lösningens jonstyrka. Om lösningen bara innehåller envärda joner, så är jonstyrkan lika med koncentrationen av saltet. Men om lösningen innehåller 2-värda, eller till och med 3-värda joner, så blir jonstyrkan betydligt högre. Då sjunker aktivitetskoefficienten betydligt mera.

Den formella definitionen av pH bygger på vätejonens aktivitet:
pH = –log {H+}, där {H+} = γ [H+]

Omvänt får man:
{H+} = 10–pH

Syra-basreaktion

Syror och baser kan beskrivas som varandras motsatser. Det är nämligen så att en syra ger bort en vätejon, men en bas tar i stället emot en vätejon. Detta gör att syror och baser lätt reagerar med varandra. Man får en så kallad syra-basreaktion.

Ett annat namn för syra-basreaktion är protolys. En väteatom består av en proton i kärnan och en elektron i skalet. När vätet förlorat sin elektron och bildat en vätejon, så återstår bara protonen. Vätejon och proton är därför samma sak.

Ordet "lys" är grekiska och betyder sönderfall. När syran avger sin vätejon sönderfaller den i vätejon + den rest som blir kvar. "Proton" och "sönderfall" ger därför ordet protolys.

Neutralisation


Syra och bas reagerar i neutralisation.
Bild: Svante Åberg

Eftersom syror och baser är varandras motsatser, så har de en förmåga att förbruka varandra när de reagerar. Vid reaktionen förbrukas lika mycket syra och bas. De ämnen som i stället bildas är ofta salt och vatten, men inte alltid. Här är två exempel.

Exempel 1: HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + Na+ + OH

Natriumjonerna och hydroxidjonerna ger saltet natriumkorid, dvs. vanligt koksalt. I syra-basreaktionen bildas också vatten.

Exempel 2: HCl(aq) + NH3(aq) → Cl + NH4+

Ammoniumjonerna och kloridjonerna ger saltet ammoniumklorid, dvs. salmiak. I denna syra-basreaktion bildas inget vatten.

Definition av syror och baser som protongivare och protontagare

syra = protongivare
bas = protontagare

Arrhenius definierar syra som protongivare

Den som först kom med en definition av syror och baser var den svenske kemisten Svante Arrhenius, vilket han fick Nobelpriset för år 1904. Arrhenius visade på förekomsten av vätejoner i vattenlösning av syror. Han definierade en syra som ett ämne som dissocieras (sönderdelas) i vatten så att vätejoner (H+) bildas.

Brønsted och Lowry definierar bas som protontagare

Den danske kemisten Johannes Nicolaus Brønsted och den engelske kemisten Martin Lowry kompletterade sedan, oberoende av varandra, teorin genom att definiera bas som protontagare. De insåg att baser har förmågan att deprotonera syror, dvs. plocka protoner från syror. Nu hade man en komplett teori som definierade syra och korresponderande bas som samma partikel, förutom skillnaden på en proton.

Syrans reaktion i vattenlösning

En generell beteckning för en syra är HA. H står för grundämnet väte, men A är en beteckning som syftar på syra (engelska Acid). Exempelvis kan HA beteckna väteklorid ,HCl, eller ättiksyra, CH3COOH.

Dissociationen av syran HA sker med reaktionsformeln:
HA → H+ + A

Vi ser att syran HA ger bort sin proton och kvar blir A. Syran HA är alltså en protongivare.

Den frigjorda vätejonen reagerar sedan omedelbart med vatten och bildar en oxoniumjon:
H+ + H2O → H3O+

Basens reaktion i vattenlösning

Basen B har förmågan att ta emot en vätejon (proton). I vattenlösning kommer vätejonen från en vattenmolekyl som har sönderdelats med reaktionsformeln:
H2O → H+ + OH

Den frigjorda vätejonen tas emot av basen i reaktionen:
H+ + B → BH+

Samtidig syra-basreaktion

Protonöverföringen kan ske direkt från syran till basen i en reaktion med formeln:
HA + B → A + BH+

En sådan typ av reaktion kallas för protolys.

Reaktionen kan också ske åt motsatt håll, dvs. att BH+ fungerar som syra när den ger en proton till A som då fungerar som bas:
A + BH+ → HA + B

Som synes kan även joner vara syror och baser, såsom att A är en bas och BH+ är en syra.

Korresponderande syra-baspar

När en vätejon avges av en syra måste det alltid finnas en bas som tar emot den. Det är nämligen så att vätejoner inte kan existera fria. När det samtidigt är så att syran blir en bas när den avger sin vätejon, och basen blir en syra när den tar emot en vätejon, så kan man alltid beskriva syra-basreaktionen på följande sätt:

HA1 + A2 A1 + HA2
syra 1 bas 2 bas 1 syra 2

I reaktionen har vi syra-basparen:
syra 1 ⇄ bas 1 + H+
syra 2 ⇄ bas 2 + H+

Nedan ges några exempel på syra-basparen i ett antal syra-basreaktioner:

syra 1 bas 2 bas 1 syra 2
HCl(aq) + NH3(aq) Cl + NH4+
CH3COOH(aq) + H2O(l) CH3COO + H3O+
CH3COOH(aq) + OH CH3COO + H2O(l)
H2O(l) + NH3(aq) OH + NH4+
H2O(l) + H2O(l) OH + H3O+

Den sista reaktionen i tabellen är intressant för att den visar att vatten kan reagera med sig själv. Denna reaktion kallas vattnets autoprotolys.

Lewis definition av syra som elektrontagare och bas som eletrondonator

syra = tagare av elektronpar
bas = givare av elektronpar

Gilbert N. Lewis definierade syra-basreaktioner som elektronöverföringar ungefär samtidigt som Brønsted och Lowry jobbade med sin definition av protolys.

För Lewis var en bas ett ämne som kunde donera ett elektronpar. En syra var då ett ämne som kunde ta emot ett elektronpar. Lewis definition av syror och baser är en bredare definition som även kan tillämpas på ämnen som inte innehåller väte. Exempelvis är bortrifluorid, BF3, en Lewis-syra som kan reagera med Lewis-basen fluorid, F:
BF3 + F → BF4.

Natriumvätekarbonat

Natriumvätekarbonat kallas också natriumbikarbonat, eller helt enkelt bikarbonat.

Vätekarbonatet i jämvikt med koldioxid och karbonater finns överallt i naturen

Vätekarbonat finns nästan överallt i naturen eftersom det är nära kopplat till koldioxid, som ju finns i atmosfären. Koldioxiden löser sig i vatten och bildar då kolsyra. Kolsyran står sedan i syra-basjämvikt med vätekarbonat.

Vätekarbonatet ingår i kolets kretslopp på grund av jämvikten med kolsyra. Vid matsmältningen bryts maten ned till bland annat koldioxid och vatten. Koldioxiden förs bort med blodet till lungorna. Vi andas sedan ut koldioxiden.

Växterna gör tvärtom. De tar upp koldioxid via sina klyvöppningar och koldioxiden löser sig i cellvätskorna. Där står koldioxiden också i jämvikt med vätekarbonat. I fotosyntesen binds koldioxiden/vätekarbonatet och tillsammans med vatten och solenergi bildas sockerarter som bygger upp växterna.

Kalksten är en bergart av mineralen kalciumkarbonat. Kalciumkarbonat är svårlöslig, men kan reagera med surt vatten. Surt regn får kalkstenen att lösas upp. Då bildas vätekarbonat. I havet finns stora mängder koksalt, som ju innehåller natriumjoner. Man kan därför säga att upplöst kalksten som hamnar i havet finns där i form av natriumvätekarbonat.

Vätekarbonat bildar koldioxid tillsammans med syra

Om man har karbonat i någon form, vare sig det är vätekarbonat eller karbonat, så får man koldioxidutveckling om man tillsätter syra. Följande reaktion sker:

H+ + HCO3 → H2CO3(aq) → CO2(g) + H2O(l)

från vätekarbonat, respektive

2 H+ + CO32– → H2CO3(aq) → CO2(g) + H2O(l)

från karbonat.

Detta är ett sätt att testa om ett salt innehåller vätekarbonat eller karbonat.

Vätekarbonat sönderfaller vid 200 C

Förutom att reaktionen med syra kan ge koldioxidutveckling, så kan även vätekarbonat sönderdelas av hög värme. Vid temperaturer över 200 C sker följande:

2 NaHCO3(s) → Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)

Man får även här koldioxidutveckling. Eftersom natriumkarbonat är ett stabilt ämne, så avges bara en koldioxid av två molekyler vätekarbonat.

Men om temperaturen skulle vara så hög som över 850 C, så fortsätter sönderfallet till natriumoxid, det vill säga även den andra koldioxiden avges:

Na2CO3 → Na2O(s) + CO2(g)

Bikarbonat används vid bakning

Bikarbonat (= natriumvätekarbonat) används som hävningsmedel vid bakning. Bikarbonat ingår också i bakpulver tillsammans med sura ämnen som kan få vätekarbonatet att avge koldioxid. Det är koldioxidgasen som får bakverket att bli poröst.

I recept där bikarbonat används behövs något surt som gör att vätekarbonatet kan bilda koldioxid, till exempel fil. Restprodukten natriumkarbonat är också lite bitter och tvålaktig i smaken. Därför behövs sura ingredienser i bakverket.

Övrig användning av vätekarbonat

Natriumvätekarbonat finns i brustabletter, oftast tillsammans med citronsyra. När tabletten läggs i vatten löses vätekarbonat och syra upp, så att de kan komma i kontakt med varandra och reagera. Resultatet blir kraftig koldioxidutveckling.

En bisarr och rätt grym metod att bli kvitt kackerlackor är att mata dem med bikarbonat. I kackerlackans mage utvecklas koldioxid som får insekten att svälla upp och spricka.

Natriumvätekarbonat sägs också kunna används för att bekämpa svamptillväxt.

Allmänt gäller att ämnen som används för rengöring av icke-feta fläckar är basiska. Även natriumvätekarbonat kan användas för fläckborttagning, till exempel av rostfläckar.

Salt med både sura och basiska egenskaper

Natriumvätekarbonat är ett salt med övervägande basiska egenskaper. Saltet är amfotert, dvs. kan fungera både som syra och som bas. Vätekarbonatet fungerar som bas genom att ta upp en vätejon kring pH 6,35 övergår då till kolsyra. Det kan också fungera som syra genom att avge en vätejon kring pH 10,33 och övergå till karbonat.

kolsyra pKa1,app = 6,35 vätekarbonat pKa2 = 10,33 karbonat
H2CO3(aq) H+ + HCO3 2 H+ + CO32–

Notera: Värdet pKa1,app =6,35 ovan är ett apparent pKa-värde för kolsyra som egentligen avser summan av kolsyra H2CO3(aq) och löst koldioxid CO2(aq) i jämvikt med varandra i lösningen. Mängden löst koldioxid är betydligt större än den faktiska mängden kolsyra.

Syra-basegenskaperna gör vätekarbonat till en pH-buffert

En pH-buffert fungerar så att den förbrukar tillsatt syra eller bas och stabiliserar på så vis pH-värdet. Syra-basreaktionerna för vätekarbonatet sker kring pKa-värdena pH 6,35±1 och pH 10,33±1. Det är kring dessa värden som den buffrande förmågan finns.

Vätekarbonat finns till exempel i blodet, där pH ligger mellan 7,35 och 7,45, det vill säga aningen åt det basiska hållet. Vid pH 7,4 är jämvikten 92 % vätekarbonat och 8 % kolsyra (och 0 % karbonat).

Vätekarbonat buffrar också naturliga vatten. Koldioxid som finns i atmosfären och som bildas vid nedbrytning av organiskt material kan lösa sig i vattnet. Kolsyran står då i kemisk jämvikt med vätekarbonat. Dessutom finns mineraler som är karbonater, främst kalksten. Kalkstenen kan lösas upp av syror och bilda vätekarbonat. Allt detta tillsammans ger an blandning av kolsyra, vätekarbonat och karbonat där vätekarbonatet är den viktigaste lösta jonen som buffrar pH.

Vätekarbonat finns i tabletter mot sur mage. Den pH-buffrande förmågan gör att en alltför sur mage motverkas.

Man använder också vätekarbonat i pH-buffertar på kemilab. Då används den oftast tillsammans med andra amfotera salter för att utöka den buffrande förmågan över ett större pH-intervall, inte bara kring pH 6,35 och 10,33.

Koldioxid-karbonatsystemet

Koldioxid tillsammans med vatten ingår i en serie former av kolsyra och karbonater som står i jämvikt med varandra. Förutom koldioxid och vatten som bildar kolsyra finns också syra-basjämvikterna mellan kolsyran och dess salter. Vi har följande:

CO2(g) CO2(aq) löslighetsjämvikt
CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq) jämvikt för bildning av kolsyra
H2CO3(aq) HCO3 + H+ syra-basjämvikt
HCO3 CO32– + H+ syra-basjämvikt

Den första jämvikten är en löslighetsjämvikt där koldioxidgas löser sig i vatten. Den andra jämvikten är en reaktion mellan koldioxid och vatten som bildar kolsyra. Den tredje och fjärde jämvikten är syra-basjämvikter där vätejoner ingår.

Alla dessa jämvikter är kopplade. Det innebär att en förändring i halten koldioxid i atmosfären fortplantar sig genom hela systemet så att till exempel halterna vätekarbonat och karbonat också påverkas.

Men eftersom vätejonerna också ingår i jämvikterna, så påverkas koldioxid-karbonatsystemet av sura och basiska ämnen i lösningen. pH är därför en viktig faktor.

Beräkningsexempel på koldioxid i jämvikt med vatten

Vi ska göra beräkningar på jämvikten mellan koldioxid i luften och kolsyra och karbonater i vatten. Värdena gäller för sötvatten vid rumstemperatur. Det är viktigt att känna till att jämviktskonstanterna är starkt beroende av temperatur och salthalt. Därför blir värdena annorlunda om man ska räkna på havsvatten eller kallare vatten.

Jämvikten mellan koldioxid i luften och i vattnet

Henrys lag tillämpad på koldioxid lyder KH = PCO2/[CO2(aq)] = 29,41 atm/(mol dm–3)

Koldioxidhalten 0,0387 % i luften vid 1 atmosfär ger PCO2 = 3,87·10-4 atm

Koncentrationen löst koldioxid i vattnet är då [CO2(aq)] = PCO2/K = 3,87·10-4 atm / (29,41 atm/(mol dm–3)) = 1,316·10-5 mol dm–3 ≈ 1,3·10-5 mol dm–3

Jämvikten mellan löst koldioxid i vattnet och kolsyra

Jämviktskonstanten för bildningen av kolsyra är K = [H2CO3(aq)]/[CO2(aq)] = 1,3·10-3

Halten kolsyra blir då [H2CO3(aq)] = [CO2(aq)] · 1,3·10-3 = 1,316·10-5 mol dm–3 · 1,3·10-3 = 1,711·10-8 mol dm–3 ≈ 1,7·10-8 mol dm–3

Första protolyssteget av kolsyran

Jämviktskonstanten för bildningen av vätekarbonat ur kolsyran är KA1 = [H+][HCO3]/[H2CO3(aq)] = 2,00·10-4 mol dm–3

Halten vätekarbonat blir då [HCO3] = 2,00·10-4 mol dm–3 · [H2CO3(aq)] / [H+]) = 2,00·10-4 mol dm–3 · 1,711·10-8 mol dm–3 / [H+] = 3,421·10-12 (mol dm–3)2 / [H+]

Antag att pH är 8,14, vilket innebär [H+] = 10-8.14 mol dm–3

Vi får [HCO3] = 3,421·10-12 mol dm–3 / [H+] = 3,421·10-12 (mol dm–3)2 / (10-8.14 mol dm–3) = 4,723·10-4 mol dm–3 ≈ 4,7·10-4 mol dm–3

Andra protolyssteget av kolsyran

Jämviktskonstanten för bildningen av karbonat ur vätekarbonatet är KA2 = [H+][CO32–]/[HCO3] = 4.69·10-11 mol dm–3

Halten karbonat blir då [CO32–] = 4,69·10-11 mol dm–3 · [HCO3] / [H+] = 4,69·10-11 mol dm–3 · 4,723·10-8 mol dm–3 / (10-8.14 mol dm–3) = 3,057·10-6 mol dm–3 ≈ 3,1·10-6 mol dm–3

Jämvikt

Jämvikt bygger på att en reaktion sker i framriktningen och tillbakariktningen samtidigt och att reaktionshastigheterna är lika stora. Det innebär att det totalt sett inte sker någon förändring, trots att reaktionerna hela tiden pågår. Man säger att jämvikten är dynamisk därför att det är en pågående process.

Med reaktionsformel så ser jämvikten mellan ämne A och ämne B ut på följande sätt:

A ⇄ B

En liknelse för att förklara jämvikten

Föreställ dig att en hink med vatten står under kranen som är öppen. Men det finns ett hål i hinkens botten där vatten rinner ut. De reaktioner vi tittar på är tillförsel av vatten till hinken (framriktningen) och bortförsel av vatten från hinken (tillbakariktningen).

Vatten utanför hinken motsvarar A i jämvikten ovan, och vatten inuti hinken motsvarar B. Vi kan då skriva jämvikten med ord på följande sätt:

vatten utanför hinken (A) ⇄ vatten inuti hinken (B)

Vi öppnar kranen

Innan vi öppnar kranen, så är hinken tom, men så snart vi öppnar kranen börjar hinken fyllas med vatten. I början är vattennivån låg och det rinner inte ut vatten genom hålet lika snabbt som vatten fylls på från kranen. Det innebär att vattennivån i hinken ökar. Jämvikten har inte ännu ställt in sig.


Vid det högre vattenflödet från kranen till hinken (höger bild), så stabiliseras vattenytan på en högre nivå.
Bild: Svante Åberg

Men ju högre vattennivån blir, desto snabbare rinner vatten ut genom hålet. Till slut rinner vatten ut lika snabbt som det fylls på.

Detta tillstånd får man vid en bestämd vattennivå i hinken som svarar mot ett visst tryck hos vattnet. Denna nivå är jämviktsnivån.

Trots att vi har pågående reaktion i framriktningen (A → B) och samtidigt i tillbakariktningen (A ← B), så är vattennivån stabil. Detta stabila tillstånd, trots pågående reaktioner, kallas dynamisk jämvikt.

Vi ändrar flödet

Om vi sedan skulle ändra kranen så att det tillförs vatten snabbare eller långsammare, så skulle vattennivån i hinken börja förändras igen. Så småningom skulle en ny jämvikt ställa in sig på en annan vattennivå.

Ett högt flöde från kranen ger en hög jämviktsnivå i hinken, ett lågt flöde ger en låg jämviktsnivå.

Exempel på jämvikter

Esterjämvikten

Man kan tillverka väldoftande luktämnen genom att låta alkohol och syra reagera med varandra så att ester och vatten bildas.

alkohol + syra → ester + vatten

Från början finns ingen ester och inget vatten, bara alkohol och syra. Reaktionen sker därför bara åt höger. Men när det väl har bildats en del ester och vatten, så börjar det ske en reaktion åt andra hållet så att alkohol och syra återbildas. Men tillbakareaktionen är långsam i början eftersom det finns så lite ester och vatten som kan reagera.

alkohol + syra ← ester + vatten (långsam i början)

Med tiden bildas det alltmera ester och vatten, vilket gör att tillbakareaktionen blir snabbare. Samtidigt minskar mängden alkohol och vatten, vilket gör att framåtreaktionen blir långsammare. Till slut är tillbakareaktionen lika snabb som framåtreaktionen. Då har dynamisk jämvikt ställt in sig.

alkohol + syra ⇄ ester + vatten

Löslighetsjämvikt

Salter är lösliga i vatten, men bara upp till en viss gräns. När saltlösningen blivit mättad, så är systemet i jämvikt. Exempel på ett salt är natriumklorid, det vill säga vanligt koksalt.

NaCl(s) ⇄ Na+ + Cl

En sak som är speciell i detta fall är att koncentrationen av salt i fast form är konstant, oberoende av hur mycket fast salt vi har. Det innebär att reaktionen i framriktningen alltid är lika snabb.

Däremot varierar koncentrationen av natriumjoner och kloridjoner. I början finns inga natrium- och kloridjoner i lösning. Då sker bara reaktionen i framriktningen.

Men ju mer natrium- och kloridjoner som går i lösning, desto snabbare blir tillbakareaktionen. Till slut faller koksalt ut lika snabbt som det går i lösning. Då har vi fått dynamisk jämvikt.

Jämviktsläget

Massverkans lag

Massverkans lag anger att när ämnen reagerar med varandra, så är reaktionshastigheten proportionell mot koncentrationen av de partiklar som reagerar. Det är en statistisk effekt som kommer av att en kemisk reaktion bara kommer till stånd om de reagerande partiklarna kolliderar. Om koncentrationen av partiklar är hög, så blir det många kollisioner per sekund. Då är det också fler partiklar som reagerar varje sekund – reaktionshastigheten blir hög.

I en jämvikt sker reaktion både i framriktningen (åt höger) och i tillbakariktningen (åt vänster). Jämviktsläget beror på reaktionshastigheten åt höger i jämförelse med den åt vänster. Jämvikt fås när hastigheten åt höger och åt vänster är lika. Det betyder att lika mycket bildas som det som förbrukas. Nettoförändringen blir noll.

Man har så kallad dynamisk jämvikt. Ordet dynamisk anger att reaktionerna hela tiden pågår. Men i och med att inga nettoförändringar sker, så har man jämvikt.

Sannolikheten för kemisk reaktion vid en kollision

Det är emellertid inte varje kollision som leder till kemisk reaktion. Kemisk reaktion innebär att bindningar bryts i den gamla partikeln och nya skapas som ger ett nytt ämne. Men oftast studsar partiklarna bort från varandra utan att reagera. Om partiklarna inte är rätt orienterade i förhållande till varandra vid kollisionen, så sker ingen kemisk reaktion.

Aktiveringsenergin måste övervinnas för att reaktion ska ske

Inte heller sker någon reaktion om kollisionsenergin är för liten. Rörelseenergin i kollisionen måste övervinna den energitröskel det innebär att bryta de gamla bindningarna. Inte förrän dessa är brutna kan nya bildas. Denna energitröskel benämns aktiveringsenergi.

När energinivåerna skiljer, så påverkar det jämviktsläget

Om ämnena på ena sidan i reaktionsformeln är energirikare än ämnena på andra sidan, så är energitröskeln olika stor för reaktionen åt höger respektive åt vänster. (Figur som visar ett sådant exempel ska infogas här.)

När framåt- och bakåtreaktionen sker olika lätt, så påverkar det jämviktsläget. Om till exempel framåtreaktionen är kraftigt exoterm, så är energitröskeln i framriktningen låg och en stor andel av kollisionerna leder till reaktion. Men då blir samtidigt energitröskeln för reaktion i bakåtriktningen hög. Det krävs en hög koncentration av partiklar i högerledet av jämviktsreaktionen för att reaktionshastigheten åt vänster ska bli lika hög som den åt höger. En starkt exoterm jämvikt brukar därför vara starkt förskjuten åt höger.

Jämviktskonstanten är ett mått på jämviktsläget

För att få ett mått på jämviktslägen behöver man få en siffra på hur den aktuella kemiska reaktionen ställer in sig. Värdet hos jämviktskonstanten K återspeglar jämviktsläget. Ju större konstanten är, desto mer förskjuten åt höger är jämvikten. Exempel på en jämvikt som är väldigt starkt förskjuten åt höger är reaktionen mellan vätgas och syrgas då vatten bildas:

2 H2 + O2 ⇄ 2 H2O, K = 3,2·1081 M–1

En jämviktskonstant som är nära noll tyder på en jämvikts som är starkt förskjuten åt vänster. Exempel på en jämvikt som är starkt förskjuten åt vänster är vattnets autoprotolys:

2 H2O ⇄ H+ + OH, K = 1,0·10–14 M2 (lösningsmedlet vatten enhetslöst)

Exempel på en jämvikt som inte är så starkt förskjuten åt någotdera hållet är esterjämvikten:

alkohol + syra ⇄ ester + vatten, K ≈ 4

Le Chateliers princip

Henri Le Chatelier var en fransk kemist under senare delen av 1800-talet. Han arbetade som gruvingenjör i franska statens tjänst och blev så småningom professor, därefter ledamot i både Franska vetenskapsakademin och utländsk ledamot i svenska Vetenskapsakademien. Bland annat genomförde han studier över kemisk jämvikt. Han kom då fram till den princip som bär hans namn:

Om ett kemiskt system, där jämvikt råder, påverkas av en förändring i koncentration, temperatur eller totaltryck, kommer jämvikten att ändras så att förändringen motverkas.

Den kemiska jämvikten gör alltså motstånd mot förändringar, men kompenserar inte helt för den yttre påverkan som systemet utsatts för. Om till exempel etanol ingår som ett reagerande ämne i en jämvikt, och vi tillsätter mera etanol, så kommer reaktionen efter störningen av förbruka etanol. Men det blir inte riktigt hela tillsatsen av etanol som förbrukas, utan halten etanol i blandningen kommer faktiskt att vara lite högre sedan den nya jämvikten har ställt in sig.

Exempel på tillämpning av Le Chateliers princip

Estrar är väldoftande ämnen som kan framställas genom att låta alkohol och syra reagera med varandra så att ester och vatten bildas.

alkohol + syra ⇄ ester + vatten

Esterjämvikten är inte så starkt förskjuten åt höger. För att driva jämvikten hårdare åt höger kan man ta bort vatten som bildats. Det kan ske genom att man tillsätter torkmedel av till exempel vattenfri natriumsulfat. Natriumsulfatet binder upp vattnet så att det inte längre är tillgängligt i esterjämvikten.

Det vatten som tas bort ersätts, enligt Le Chateliers princip, genom att reaktionen går åt höger. Det innebär att ester bildas, samtidigt som alkohol och syra förbrukas. Det nya vatten som bildas tas också upp av torkmedlet, så reaktionen kan fortsätta ytterligare åt höger så att ännu mer ester bildas.

Estrar är opolära ämnen som är olösliga i vatten. Estern flyter därför som ett skikt ovan på vattenlösningen. Däremot är alkoholen och syran vattenlöslig. När man är nöjd med reaktionen, så kan skiktet av ester på ytan dekanteras av och man får ester i ganska ren form.

Exempel med bildning av ammoniak ur kvävgas och vätgas

Ett exempel är reaktionen när kvävgas reagerar med vätgas till ammoniakgas i den så kallade Haberprocessen:

N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g) + 92 kJ

Detta är en jämvikt mellan ämnen i gasform där vi har 4 delar gas i vänsterledet och 2 delar gas i högerledet. Reaktionen åt höger halverar antalet mol gas, vilket ger minskat gastryck om volymen hålls konstant. Reaktionen åt höger är exoterm, vilket innebär att inneboende energi hos ämnena avges och ombildas till värme.

Vi ska nu tillämpa Le Chateliers princip på denna jämvikt med några olika fall. Utgångspunkten är att systemet är i jämvikt. Därefter rubbar jämvikten på något sätt. Sedan förutsäger åt vilket håll reaktionen kommer att ske.

Tillförsel av kvävgas eller vätgas

I reaktionsformeln finns kvävgas och vätgas i vänsterledet. Om vi pumpar in mer kvävgas eller vätgas, så blir det "för mycket" kvävgas/vätgas i vänster led i förhållande till jämviktsläget. Reaktionen kommer att gå åt höger så att kvävgas och vätgas förbrukas. Det leder till att det bildas ammoniak. Dessutom avges värme, vilket gör att temperaturen höjs i systemet.

Tillförsel av ammoniak

Om vi pumpar in ammoniak blir det "för mycket" ammoniak i högerledet. Reaktionen sker då åt vänster så att mängden ammoniak minskar och det bildas mera kvävgas och vätgas. Reaktionen är endoterm, det vill säga den förbrukar energi. Därför sjunker temperaturen.

Bortförsel av ammoniak

Om vi på något sätt kan ta bort ammoniak från reaktionsblandningen, till exempel med en reaktion som binder upp ammoniakgas så att den inte kan delta i jämvikten längre, så blir det "för lite" ammoniak i högerledet. Det leder till att reaktion sker åt höger för att ersätta ammoniak som försvunnit. Kvävgas och vätgas förbrukas så att mängden av dem minskar. Reaktionen åt höger är exoterm, vilket leder till att temperaturen ökar.

Vi värmer reaktionsblandningen

Genom att värma reaktionsblandningen kan vi öka dess temperatur. Enligt Le Chateliers princip reagerar då systemet för att motverka temperaturökningen. Reaktionen sker då i endoterm riktning, det vill säga åt vänster. Det medför att ammoniak förbrukas och det bildas kvävgas och vätgas.

Ökning av trycket genom att minska volymen

Detta är en gasjämvikt, vilket innebär att systemet är känsligt för ändringar i volymen. Gaskoncentrationen ökar när vi komprimerar gasen genom att minska volymen.

Detta leder till en ökning av gastrycket. Systemet reagerar genom att motverka tryckökningen. Eftersom det är 4 delar gas i vänsterledet, men bara 2 delar gas i högerledet, så leder en reaktion åt höger till att gastrycket minskar. Minskningen av volymen gör därför att kvävgas och vätgas förbrukas och ammoniak bildas. Samtidigt är reaktionen åt höger exoterm, vilket gör att temperaturen ökar.

Minskning av trycket genom att öka volymen

Detta är motsatsen till föregående fall. När volymen ökar, så minskar gastrycket. Systemet motverkar tryckminskningen genom att reaktionen sker åt vänster så att antalet mol gas ökar. Reaktionen åt vänster är endoterm, vilket ger sänkt temperatur.

Den nya jämvikten som ställer in sig

Även om systemet motverkar den rubbning av systemet som vi orsakade, så kan systemet inte fullt ut kompensera för den påverkan som vi orsakade.

Om vi till exempel pumpar in extra kvävgas, så sker reaktionen åt höger så att kvävgas förbrukas. Men koncentrationen kvävgas, sedan den nya jämvikten ställt in sig, kommer inte att återgå helt till den koncentration som rådde vid den ursprungliga jämvikten, utan det blir kvar en rest av den påverkan som vi skapade. Därför är koncentrationen av kvävgas aningen högre i den nya jämvikten.

Detta kompenseras av att koncentrationen av vätgas är något lägre i den nya jämvikten än i den ursprungliga. På motsvarande sätt blir koncentrationen av ammoniak något högre i den nya jämvikten, än i den ursprungliga.

Inverkan av trycket

Det som styr jämvikten, vad gäller de ingående ämnena, är ämnenas koncentrationer. Jämviktens läge har att göra med reaktionshastigheten åt höger i jämförelse med reaktionshastigheten åt vänster. Eftersom kemisk reaktion sker i samband med att partiklar kolliderar, så är hastigheten koncentrationsberoende. Högre koncentration, ger högre hastighet.

Det är bara gaser som påverkas av trycket. Det beror på att gaser komprimeras av ett högre tryck, men vätskor och fasta ämnen är nästan inte alls komprimerbara. Därför är effekten av tryck på jämvikten bara något som man behöver ta hänsyn till när man har gaser i systemet.

Exempelvis påverkas inte jämvikten mellan fast och löst natriumklorid av trycket.

NaCl(s) ⇄ Na+(aq) + Cl(aq)

NaCl(s) är ett fast ämne vars volym inte ändras märkbart vid ändrat tryck. Natriumjonerna och kloridjonerna i vattenlösning påverkas inte heller eftersom vattenvolymen inte påverkas av trycket, i varje fall inte så länge som vattnet är i vätskeform.

Fysikaliska reaktioner

Le Chateliers princip är utformad för kemiska jämvikter. Principen fungerar dock i princip även för fysikaliska förändringar, till exempel övergångar mellan olika aggregationsformer.

För fysikaliska förändringar blir dock bilden rätt komplicerad när man behöver ta hänsyn till att mekaniskt arbete utförs, till exempel när gaser expanderar. Även temperaturförändringar vid adiabatisk expansion eller kompression inverkar. Då är vi inne på termodynamik, vilket vi inte tar upp närmare just nu.

Försurning av haven

Halterna i atmosfären

Koldioxidhalten i atmosfären är mycket låg, bara cirka 0,04 %, men har ändå stor betydelse i miljön. Dels är koldioxiden en växthusgas som höjer jordens temperatur, dels löser sig koldioxid lätt i vattnet och bildar kolsyra.

Halterna koldioxid i luften har ökat sedan industrialismen slog igenom och fortsätter att öka. Anledningen är att vi använder fossila bränslen som tidigare var gömda i marken och inte kom ut i atmosfären, men som nu adderas till den koldioxid som naturligt förekommer som en del av kolets kretslopp mellan växter och djur.

Löslighet och pH i vatten

Lösligheten för koldioxid i vatten är hög därför att den kolsyra som bildas när den reagerar med vattnet sedan reagerar vidare och bildar vätekarbonat. Jämviktsprocesserna gör att det då frigörs plats för att ytterligare koldioxid ska lösa sig och bilda kolsyra. Eftersom kolsyran är en syra sänks pH i vattnet, det blir surare.

Organismer med kalkskelett påverkas

I havet lever många organismer med kalkskelett. Kalken är kemiskt sett kalciumkarbonat, ett basiskt ämne. Karbonatet i skelettet står i jämvikt med löst karbonat i vattnet. Jämvikten innebär att kalken i skelettet både avger och tar emot karbonatjoner från vattnet. Men när vattnet är surt förbrukas karbonat och bildar vätekarbonat, som är en något surare form av karbonat. Detta minskar tendensen för karbonat att bindas till kalkskelettet. Resultatet blir att organismens skelett har svårt att växa till och djuret lider, överlever kanske inte.

Exempel på djur med kalkskelett är musslor, krabbor, koraller, med flera. Speciellt korallreven är illa ute. De utsätts dels för surare vatten, dels för förhöjda temperaturer som de inte tål. Dessutom är korallreven mycket långlivade kolonier som byggs upp under tusentals år och som inte klarar plötsliga förändringar i miljön.

Korallreven är mycket viktiga ekologiska system som ger skydd och underlag för otaliga arter av djur och växter. Den biologiska produktionen på reven är mycket stor. Om reven dör, så försvinner till exempel en stor del av fisken i haven.

Kolets kretslopp i havet och atmosfären

Det uppskattas att cirka 30-40 % av människans utsläpp av koldioxid absorberas av haven och andra vattendrag. Under perioden mellan år 1751 och 1996 beräknar man att ytvattnet i haven har minskat sitt pH från cirka 8,25 till 8,14. Det motsvarar en ökning av vätejonhalten [H+] med 35 %.

Det finns ett ständigt utbyte av koldioxid i sina olika former mellan atmosfären och havet, mellan vatten på olika djup, och mellan sedimenterat och löst kol. Man brukar talar om "koldioxidens biologiska och fysikaliska pumpar".


CO2-cykeln i havet och atmosfären.
CC BY-SA 2.5

Bromtymolblått, BTB

En pH-indikator som slår om vid pH 7

Bromtymolblått, eller BTB som man oftast säger, är den vanligaste pH-indikatorn i skolan. Den är gul i sura lösningar när pH är under 7 och blå i basiska när pH är över 7. Färgomslaget sker alltså vid pH 7 och färgen är en blandning av gult och blått som ser grönt ut.

Olika pH-indikatorer slår om vi olika pH, inte nödvändigtvis vid pH 7. Men BTB slår faktiskt om vid pH 7, vilket är mycket praktiskt. Färgomslaget börjar synas vid pH 6 då en svagt grönaktig nyans hos det gula visar sig. På motsvarande sätt är pH 8 en ungefärlig övre gräns för när färgomslaget kan skönjas. Men den rent gröna färgen när 50 % av BTB-molekylerna är gula och 50 % är blå har man vid precis pH 7,0. Det pH-värde då indikatorn fördelas med 50 % på de två färgerna anges som pKInd (kan även heta pKa). För BTB är alltså pKInd = 7,0. Andra indikatorer har andra pKInd-värden. Exempelvis har fenolftalein pKInd = 9,7.

BTB-molekylen är övervägande opolär

Strukturen hos bromtymolblått visar
att den till stora delar är opolär.
Bild: ÓSvante Åberg

Molekylstrukturen för BTB är till stora delar opolär. Den löser sig därför lätt i något opolära lösningsmedel som t.ex. etanol. Lösligheten påverkas av formen. Den oladdade syraformen HInd är mer opolär än den laddade basformen Ind- vilket gör att saltet NaInd (Na+Ind-) av BTB är mer vattenlösligt än syraformen.

När man bereder indikatorlösning från pulver av syraformen av BTB bör man börja med att lösa pulvret i t.ex. 2-propanol. När BTB har löst sig kan man sedan späda med lika mycket avjonat vatten till dubbla volymen. Det är svårt att lösa syraformen av BTB direkt i vatten.


Fenolftalein

Fenolftalein är en vanlig pH-indikator i skolan. Den är ofärgad i sura och neutrala lösningar, men blir rosa i basiska lösningar. Omslaget från ofärgad till rosa sker kring pH 9,7. Något som de flesta inte vet är att fenolftalein blir varmt djupröd i mycket sura lösningar där pH är under 0.

Fenolftalein har använts som laxermedel i över ett århundrade. Laxermedel gör avföringen lösare under en tidsperiod på 3-4 dagar. Misstanke om att fenolftalein kan ha en cancerogen effekt gör att man numera undviker den i laxermedel.

Nygjuten betong innehåller kalciumhydroxid, så kallad släckt kalk. I kontakten med luftens koldioxid reagerar den och bildar kalciumkarbonat inom några timmar. Bildningen av kalciumkarbonat gör betongen starkare. För att testa betongen använder man fenolftalein. Kalciumhydroxiden har pH över 8,6 och ger rosa färg med fenolftalein. Men kalciumkarbonatet har pH kring 8,4, vilket gör att fenolftaleinet förblir ofärgat.

Jämvikten för fenolftalein mellan den ofärgade (H2In) och rosa (In2-) formen ovan innebär reaktion med två hydroxidjoner. Det är egentligen en reaktion i två steg med en hydroxid vardera gången, men man ser inte någon färgförändring i det första steget. Eftersom en indikator tillsätts i så liten mängd, så har det ingen praktisk betydelse att det går åt två hydroxidjoner.

Reaktionsstegen mer i detalj är följande:
H3In+ (varmröd) ⇄ H2In (ofärgad), pK0 = 0
H2In (ofärgad) ⇄ HIn- (ofärgad), pK1 = 9,05
HIn- (ofärgad) ⇄ In2- (rosa), pK2 = 9,5
In2- (rosa) ⇄ In(OH)3- (ofärgad), pK3 = 12

(Notera att uppgifter om pK-värdet för fenolftalein varierar något beroende på källa. Vanligen anges pK = 9.7, men i referensen till denna lista anges pK2 = 9.5: Se Acid–base reactions of phenolphthalein)

Det kan också verka konstigt att vi talar om hydroxidjoner i pH-jämvikten i stället för vätejoner. Det är fullt möjligt att skriva jämvikten som en reaktion med vätejoner, men det stämmer bättre med verkligheten att tala om hydroxid eftersom vattnet vid omslaget pH = 9.5 är basiskt.

Litteratur

  1. Carbon Dioxide, Chemical of the Week, Bassam Shakhashiri
    http://www.scifun.org/CHEMWEEK/CarbonDioxide2017.pdf (2017-03-10)
  2. Carbon dioxide in Earth's atmosphere, Wikipedia
    https://en.wikipedia.org/wiki/Carbon_dioxide_in_Earth%27s_atmosphere (2017-09-07)
  3. Ocean acidification, Wikipedia
    https://en.wikipedia.org/wiki/Ocean_acidification (2017-09-08)
  4. Carbon Dioxide and Carbonic Acid, Utah State university
    http://ion.chem.usu.edu/~sbialkow/Classes/3650/Carbonate/Carbonic%20Acid.html (2017-09-08)
  5. Dissolved Oxygen and Carbon Dioxide, Prof. Shapley, University of Illinois
    http://butane.chem.uiuc.edu/pshapley/GenChem1/L23/web-L23.pdf (2017-09-08)
  6. Magskolan, AstraZeneca
    http://www.magskolan.se/ (2006-04-03)
  7. Andersson, Leden, Sonesson, Gymnasiekemi, 1983, fjärde upplagan, Almqvist och Wiksell Förlag AB, Uppsala.
  8. Karlsson, Molander, Wickman, Biologi 2 för gymnasieskolan, 1995, Liber Utbildning AB, Arlöv.
  9. Shenet hudvård, kosmetika och parfymeri, Shenet
    http://www.shenet.se/ (2003-01-20)
  10. Buffers for pH control, Rob Beynon
    http://www.bi.umist.ac.uk/users/mjfrbn/Buffers/Makebuf.asp (2003-01-20)
  11. Buffer Calculations, François G. Amar
    http://chemistry.umeche.maine.edu/~amar/Spring2002/buffer.html (2003-01-20)
  12. Blood Buffering: the Carbonate System, Dr. Robertus
    http://www.cm.utexas.edu/academic/courses/Spring2002/CH339K/
    Robertus/overheads-1/Blood%20Buffering.htm (2003-01-20)

Fler experiment


jämvikt
Anden i flaskan
Att döda bakterier - kan Klorin & Javex va´ nå´t?
Avdunstning och temperatur
Bestämning av antalet kristallvatten i kopparsulfat
Brus-raketen
Den frysande bägaren
Den omöjliga tvålen - den är preparerad!
Flaskor mun mot mun
Framställ väldoftande luktämnen
Fryspunktsnedsättning
Färgämnen i M&M
Försvinnande bläck
Gasvolym och temperatur
Gummi och lösningsmedel
Gör kopparslanten skinande ren - med komplexkemi
Hockey-visir
Hur fungerar en torrboll?
Hur smakar salmiak?
Innehåller koksaltet jod?
Kemi i en brustablett
Kemi i en plastpåse
Kemisk jämvikt hos ett osynligt bläck
Kemiskt snöfall
Koka vatten i en spruta
Kondomen i flaskan
Kristallodling
Kristallvatten i kopparsulfat
Luftfuktighet och rostbildning
Löslighet och pH - En extraktion
Maskrosen som krullar sig
Massverkans lag och trijodidjämvikten
Molnet i flaskan
När flyter potatisen?
Osmos i potatis
pH i kokt mineralvatten
pH-förändringar vid fotosyntes
Principen för dynamisk jämvikt
Reaktionshastighet med permanganat
Saltat islyft
Superabsorbenter i blöjor
Utfällning av aluminium
Utsaltning av alkohol i vatten
Åka hiss
Ägget i flaskan
Älskling, jag krympte ballongen

syror och baser
Att döda bakterier - kan Klorin & Javex va´ nå´t?
Badbomber
Brus-raketen
Den tunga koldioxiden
En märklig planta
Flaskor mun mot mun
Försvinnande bläck
Göra lim av kasein
Höna med gummiben?
Indikatorpärlor
Kemi i en plastpåse
Kemiskt snöfall
Löslighet och pH - En extraktion
Mentos-pastiller i kolsyrad läsk
Modellmassa av mjölk
Osmos i ett ägg
Pelargonens färg
pH i kokt mineralvatten
pH-förändringar vid fotosyntes
Regnbågens färger med Rödkåls-indikator
Saltkristaller av en aluminiumburk
Surt regn
Syror och baser i konsumentprodukter
Tag bort rostfläcken med det ämne som gör rabarber sura
Utfällning av aluminium
Utsaltning av alkohol i vatten
Varför svider det i ögonen när man skalar lök?
Växtfärga med rödbetor enligt receptet från Västerbotten
Älskling, jag krympte ballongen

urval experiment under revidering
Badbomber
Bjud din jäst på mat
Blåsa ballong med hjälp av PET-flaska
Brus-raketen
Den bästa bulldegen
Den tunga koldioxiden
Diffusion av kopparjoner
Diffusionshastigheten hos ammoniak respektive väteklorid - en jämförelse
Eld - varför brinner det?
Elda stålull
En märklig planta
Gelégodis i vatten
Gör hårt vatten mjukt
Gör kopparslanten skinande ren - med redoxkemi
Hur gör man kakan porös?
Indikatorpärlor
Kemi i en brustablett
Kemi i en plastpåse
Koka vatten i en spruta
Ljuset under glaset
Mentos-pastiller i kolsyrad läsk
När flyter potatisen?
Osmos i ett ägg
Osmos i potatis
Pelargonens färg
pH i kokt mineralvatten
pH-beroende avfärgning av rödkål
pH-förändringar vid fotosyntes
Principen för dynamisk jämvikt
Pulversläckare
Regnbågens färger med Rödkåls-indikator
Surt regn
Syror och baser i konsumentprodukter
Tvätta i hårt vatten
Vattenrening

vardagens kemi
Att döda bakterier - kan Klorin & Javex va´ nå´t?
Bestäm CMC för diskmedel
Blev disken ren?
Coca-Cola vs Coca-Cola light
Den bästa bulldegen
Den omöjliga tvålen - den är preparerad!
Diska med äggula
Eld - varför brinner det?
Eldprovet
Enzymaktivitet i ananas
Enzymer i Tvättmedel
Ett gammalt tvättmedel, del 1: Salt ur björkaska
Ett gammalt tvättmedel, del 2: Tvål ur saltet
Ett målande experiment - att rengöra en målarpensel
Falu rödfärgspigment ur järnvitriol
Framställ en detergent
Framställ låglaktosmjölk
Fruktköttet får solbränna
Färga ullgarn med svampar
Färgämnen i M&M
Gore-Tex, materialet som andas
Gör din egen limfärg
Gör din egen tandkräm
Gör ditt eget läppcerat
Gör hårt vatten mjukt
Göra lim av kasein
Hockey-visir
Hur fungerar en torrboll?
Hur gör man kakan porös?
Hur moget är äpplet?
Hur smakar salmiak?
Håller bubblan?
Karbidlampan
Kemi i en brustablett
Kemisk vattenrening
Majonnäs - en emulsion
Maskrosen som krullar sig
Modellmassa av mjölk
Myggmedel - hur funkar det?
Målarfärgens vattengenomsläpplighet
När flyter potatisen?
Olja som lösningsmedel
Optiska Vitmedel
Osmos i ett ägg
Osynlig gas
Pektin och marmeladkokning
Pelargonens färg
Permanenta håret
Pulversläckare
Rengöra silver
Rostbildning och rostskydd
Skär sig majonnäsen?
Smältpunkten för legeringen lödtenn
Snöflingeskådning
Superabsorbenter i blöjor
Surt regn
Syror och baser i konsumentprodukter
Såpbubblor
Tillverka din egen deodorant
Tillverka din egen glidvalla
Tillverka din egen tvål, del 1: Själva tvålen
Tillverka din egen tvål, del 2: Parfymera och färga tvålen
Tillverka ditt eget läppstift
Tillverka Falu rödfärg enligt gammalt recept
Tillverka papperslim
Tillverka rengöringskräm
Tvätta i hårt vatten
Utfällning av aluminium
Utvinna järn ur järnberikade flingor
Vad händer då något brinner?
Vad händer när degen jäser?
Vad innehåller mjölk?
Vad är det i saltet som smakar salt?
Vad är skillnaden mellan maskin- och handdiskmedel?
Varför färgas textiler olika?
Varför kan man steka i smör och olja men inte i lättprodukter?
Varför mörknar en banans skal?
Varför rostar järn och hur kan man förhindra det?
Varför slipper bilen varma yllekläder på vintern?
Varför svider det i ögonen när man skalar lök?
Vattenrening
Visa ytspänning med kanel
Vispa grädde
Växtfärga med rödbetor enligt receptet från Västerbotten
Ägget i flaskan
Ärg på en kopparslant
Äta frusen potatis