syrebasereaksjoner

Syrebasereaksjoner beskriver hvordan protoner overføres mellom kjemiske arter i løsning eller i gassfase, vanligvis i vann. Ifølge Bronsted-Lowry-teorien er en syre et stoff som donerer et proton (H+), mens en base er et stoff som aksepterer et proton. Arrhenius-definisjonen beskriver i tillegg at en syre gir H3O+-ioner i vann, mens en base frigjør OH-. Begge definisjonene brukes avhengig av sammenhengen, og i praksis overlapper de når reaksjoner foregår i polare løsninger. Vannets autoprotolyse viser at to vannmolekyler kan formidle H+ og OH−: 2 H2O ⇌ H3O+ + OH−.

pH og pOH måler surhet eller basiskhet i løsning. pH er minus logaritmen av H3O+-konsentrasjonen, og ved 25°C følger pH + pOH ≈ 14. Begrepet styrke brukes om hvor fullstendig en syre eller base dissosierer i vann: sterke syrer og baser dissosierer helt, svake dissosierer delvis. Eksempler på sterke syrer/baser er HCl og NaOH; på svake syrer/baser er CH3COOH og NH3.

Når en syre møter en base oppstår en nøytralisering: syre + base → salt + vann. Reaksjonslikninger illustrerer dette, for eksempel HCl + NaOH → NaCl + H2O, eller NH3 + HCl → NH4Cl. I alle slike reaksjoner finnes konjugerte syre-basepar: når syren avgir H+, blir basen konjugert syre; når basen tar opp H+, blir syren konjugert base. Henderson-Hasselbalch-ligningen hjelper å beregne pH i buffere: pH = pKa + log([A−]/[HA]).

Bufferløsninger består av et svakt syrepar og dets konjugerte base (eller motsatt) som motvirker pH-endringer ved små tillegg av syre eller base. Indikatorer skifter farge ved bestemte pH-verdier og brukes for å estimere løsningens pH. Syrebasereaksjoner er sentrale i kjemiske prosesser i industri, biologi og miljøkjemi, og omfatter både vannløselige og organiske systemer.