SLABE OSNOVE: DISOCIJACIJA, SVOJSTVA I PRIMJERI - KEMIJA - 2025

U slabe baze vrsta sa malom tendencijom donirati elektrona disocira u vodenim otopinama, ili prihvaćanja protona. Prizmu s kojom se analiziraju njegove karakteristike upravlja definicija koja proizlazi iz studija nekoliko poznatih znanstvenika.

Na primjer, prema Bronsted-Lowryjevoj definiciji, slaba baza je ona koja prihvaća vodikov ion H ⁺ na vrlo reverzibilan (ili nula) način. U vodi je njegova molekula H ₂ O koja donira H ⁺ u okolnu bazu. Ako bi umjesto vode bila slaba kiselina HA, tada ju slaba baza teško može neutralizirati.

Izvor: Midnightcomm, iz Wikimedia Commons

Jaka baza ne samo da bi neutralizirala sve kiseline u okolišu, već bi mogla sudjelovati i u drugim kemijskim reakcijama s štetnim (i kobnim) posljedicama.

Iz tog razloga se neke slabe baze, poput mliječne magnezije ili tablete fosfatne soli ili sode bikarbone, koriste kao antacidi (gornja slika).

Sve slabe baze imaju zajedničku prisutnost elektronskog para ili stabilizirani negativni naboj na molekuli ili ionu. Dakle, CO ₃ ^- je slaba baza u odnosu na OH ^-; a baza koja proizvodi najmanje OH ^- po svojoj disocijaciji (Arrenhiusova definicija) bit će najslabija baza.

odvajanje

Slaba baza može se napisati kao BOH ili B. Kaže se da je podvrgnuta disocijaciji kada se slijedeće reakcije javljaju s obje baze u tekućoj fazi (mada se mogu pojaviti u plinovima ili čak u čvrstim tvarima):

BOH <=> B ⁺ + OH ^-

B + H ₂ O <=> HB ⁺ + OH ^-

Imajte na umu da iako se obje reakcije mogu pojaviti različite, one imaju proizvodnju OH ^- zajedničkog. Dalje, dvije disocijacije uspostavljaju ravnotežu, tako da su nepotpune; to jest, samo postotak baze se zapravo disocira (što se ne događa s jakim bazama poput NaOH ili KOH).

Prva reakcija "više se" uklapa u Arrenhiusovu definiciju baza: disocijacija u vodi kako bi se dobila ionska vrsta, posebno hidroksil-anion OH ^-.

Dok je druga reakcija, u skladu s Bronsted-Lowryjevom definicijom, budući da se B protonizira ili prihvaća H ⁺ iz vode.

Međutim, dvije reakcije, kad uspostave ravnotežu, smatraju se disocijacijama slabe baze.

Amonijak

Amonijak je možda najčešća slaba baza svih. Njegova disocijacija u vodi može se navesti na sljedeći način:

NH ₃ (aq) + H ₂ O (l) <=> NH ₄ ⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Stoga NH ₃ spada u kategoriju baza predstavljenih s 'B'.

Konstanta disocijacije amonijaka, K _b, izražena je sljedećim izrazom:

K _b = /

Koje na 25 ° C u vodi iznosi oko 1,8 x 10 ^-5. Izračunavši tada njegov pK _b, imamo:

pK _b = - log K _b

= 4,74

Pri disocijaciji NH3 , on prima proton iz vode, tako da se voda može smatrati kiselinom prema Bronsted-Lowryju.

Sol stvorena na desnoj strani jednadžbe je amonijev hidroksid, NH ₄ OH, koji se otopi u vodi, a ništa više od vodene otopine amonijaka. Iz tog razloga je Arrenijeva definicija za bazu ispunjena amonijakom: otapanjem u vodi stvaraju se ioni NH ₄ ⁺ i OH ^-.

NH ₃ sposoban donirati par elektrona nepodijeljenim nalazi na atomu dušika; Tu dolazi Lewisova definicija baze.

Primjer izračuna

Koncentracija vodene otopine slabe baze metilamina (CH ₃ NH ₂) kao što je na sljedeći način: prije disocijacije = 0.010 M; nakon disocijacije = 0,008 M.

Izračunajte K _b, pK _b, pH i postotak ionizacije.

K _b

Prvo moramo napisati jednadžbu njegove disocijacije u vodi:

CH ₃ NH ₂ (aq) + H ₂ O (l) <=> CH ₃ NH ₃ ⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Slijedeći matematički izraz K _b

K _b = /

U ravnoteži, =. Ti ioni dođu u disocijaciji CH ₃ NH ₂, tako da je koncentracija tih iona daje razlika između koncentracije CH ₃ NH ₂ prije i nakon odvajanja.

_disocirano = _početno - _ravnoteža

_disocirano = 0,01 M - 0,008 M

= 0,002 M

Dakle, = = 2 ∙ 10 ^-3 M

K _b = (2 ∙ 10 ^-3) ² M / (8 ∙ 10 ^-2) M

= 5 ∙ 10 ^-4

pK _b

Izračunato K _b, vrlo je lako odrediti pK _b

pK _b = - log Kb

pK _b = - log 5 ∙ 10 ^-4

= 3.301

pH

Da bi se izračunao pH, budući da je riječ o vodenoj otopini, pOH prvo treba izračunati i oduzeti od 14:

pH = 14 - pOH

pOH = - zapisnik

A budući da je OH ^- koncentracija je već poznato, izračun je jednostavan

pOH = -log 2 ∙ 10 ^-3

= 2,70

pH = 14 - 2,7

= 11.3

Postotak ionizacije

Da bi se izračunao, mora se utvrditi koliki je dio disocijacije. Kako je to već učinjeno u prethodnim točkama, primjenjuje se sljedeća jednadžba:

(/ ^°) x 100%

Gdje je ^° početna koncentracija baze i koncentracija njene konjugirane kiseline. Izračunavanje tada:

Postotak ionizacije = (2 ∙ 10 ^-3 / 1 ∙ 10 ^-2) x 100%

= 20%

Svojstva

-Leke aminske baze imaju karakterističan gorak okus, prisutan u ribi i koji se neutralizira upotrebom limuna.

-Imaju konstantu disocijacije, zbog čega uzrokuju nisku koncentraciju iona u vodenoj otopini. Zbog toga nisu dobri provodnici električne energije.

-U vodenoj otopini potiču umjereno alkalni pH, zbog čega mijenjaju boju lakmusovog papira iz crvene u plavu.

-Većinom su to amini (slabe organske baze).

-Neke su konjugirane baze jakih kiselina.

-Slabe molekularne baze sadrže strukture sposobne reagirati s H ⁺.

Primjeri

amini

-Metilamin, CH ₃ NH ₂, Kb = 5,0 ∙ 10 ^-4, pKb = 3,30

-Dimetilamin, (CH ₃) ₂ NH, Kb = 7,4 ∙ 10 ^-4, pKb = 3,13

-Trimethylamine, (CH ₃) ₃ -N, Kb = 7,4 ∙ 10 ^-5, pKb = 4.13

-Piridin, C ₅ H ₅ N, Kb = 1,5 ∙ 10 ^-9, pKb = 8,82

-Anilin, C ₆ H ₅ NH ₂, Kb = 4,2 * 10 ^-10, pKb = 9,32.

Dušikove baze

Dušične baze adenin, gvanin, timin, citozin i uracil su slabe baze s amino skupinama, koje su dio nukleotida nukleinskih kiselina (DNA i RNA), gdje se nalaze podaci za nasljedni prijenos.

Adenin, na primjer, dio je molekula kao što je ATP, glavni rezervoar energije živih bića. Nadalje, adenin je prisutan u koenzimima kao što je flavin-adenil-dinukleotid (FAD) i nikotin-adenil-dinukleotid (NAD), koji su uključeni u brojne reakcije redukcije oksida.

Konjugiraju se baze

Sljedeće slabe baze, ili koji se može ispuniti funkciju kao takvi, su raspoređeni redoslijedom od bazičnosti: NH ₂ > OH ^- > NH ₃ > CN ^- > CH ₃ COO ^- > F ^- > NO ₃ ^- > Cl ^- > Br ^- > I ^- > ClO ₄ ^-.

Lokacija konjugiranih baza hidracida u zadanom nizu ukazuje da što je veća jačina kiseline, to je niža snaga njezine konjugacijske baze.

Na primjer, anion I ^- je izuzetno slaba baza, dok je NH ₂ najjači u nizu.

S druge strane, za kraj, osnovnost nekih uobičajenih organskih baza može se organizirati na sljedeći način: alkoksid> alifatski amini - fenoksidi> karboksilati = aromatski amini - heterociklični amini.

Reference

1. Whitten, Davis, Peck i Stanley. (2008). Kemija. (8. izd.). CENGAGE Učenje.
2. Lleane Nieves M. (24. ožujka 2014.). Kiseline i baze., Oporavak od: uprh.edu
3. Wikipedia. (2018.). Slaba baza. Oporavilo sa: en.wikipedia.org
4. Urednički tim. (2018.). Bazna sila i osnovna konstanta disocijacije. kemijski. Oporavilo od: iquimicas.com
5. Chung P. (22. ožujka 2018.). Slabe kiseline i baze. Libreteksti kemije. Oporavak od: chem.libretexts.org