Svage baser dissociation, egenskaber og eksempler



den svage baser er arter med ringe tendens til at donere elektroner, dissocierer i vandige opløsninger, eller acceptere protoner. Prismet analyseres, at indstillingerne er omfattet af definitionen opstået fra undersøgelser af flere berømte videnskabsmænd.

For eksempel er en svag base ifølge Bronsted-Lowry-definitionen en, der accepterer en meget reversibel (eller nul) hydrogenion H+. I vand er dets H-molekyle2Eller er den der donerer en H+ til den omgivende base. Hvis i stedet for vand var en svag syre HA, kunne den svage base næppe neutralisere den.

En stærk base ville ikke kun neutralisere alle syrer i miljøet, men kunne også deltage i andre kemiske reaktioner med negative (og dødelige) konsekvenser.

Det er derfor, at nogle svage baser, såsom mælke magnesia eller tabletter af phosphatsalte eller natriumbicarbonat, anvendes som antacida (topbillede).

Alle svage baser har til fælles nærvær af et par elektroner eller negativ ladning stabiliseret i molekylet eller ion. Således er CO3- det er en svag base mod OH-; og den base der producerer mindre OH- i sin dissociation (definition af arrenhius) vil det være den svageste base.

indeks

  • 1 Dissociation
    • 1.1 Ammoniak
    • 1.2 Beregningseksempel
  • 2 Egenskaber
  • 3 eksempler
    • 3.1 aminer
    • 3.2 nitrogenholdige baser
    • 3.3 Konjugerede baser
  • 4 referencer

dissociation

En svag base kan skrives som BOH eller B. Det siges at det undergår en dissociation, når følgende reaktioner forekommer i flydende fase med begge baser (selvom det kan forekomme i gasser eller endda faste stoffer):

BOH <=> B+ + OH-

B + H2O <=> HB+ + OH-

Bemærk, at selv om begge reaktioner kan virke anderledes, har de OH-produktion til fælles-. Desuden etablerer de to dissociations en balance, så de er ufuldstændige; det vil sige, at kun en procentdel af basen dissocierer (som ikke forekommer med stærke baser som NaOH eller KOH).

Den første reaktion er mere "knyttet" til definitionen af ​​Arrenhius for baserne: dissociation i vand for at give ioniske arter, især hydroxylanionet OH-.

Mens den anden reaktion følger definitionen af ​​Bronsted-Lowry, da B er protonando eller accepterer H+ af vand.

Imidlertid betragtes de to reaktioner ved dannelse af en balance som dissociationer af en svag base.

ammoniak

Ammoniak er måske den mest almindelige svage base af alle. Dens dissociation i vand kan skematiseres på følgende måde:

NH3 (ac) + H2O (l)   <=>   NH4+ (ac) + OH- (Aq)

Derfor er NH3 går ind i kategorien af ​​baser repræsenteret med 'B'.

Ammoniakens dissociationskonstant, Kb, er givet ved følgende udtryk:

Kb = [NH4+] [OH-] / [NH3]

Hvilket ved 25 ° C i vand er ca. 1,8 x 10-5. Beregner derefter din pKb du har:

pKb = - log Kb

= 4,74

I dissociationen af ​​NH3 Dette modtager en proton fra vand, så det kan betragtes som vand som en syre ifølge Bronsted-Lowry.

Saltet dannet på højre side af ligningen er ammoniumhydroxid, NH4OH, som er opløst i vand og kun er vandig ammoniak. Det er af denne grund, at definitionen af ​​Arrenhius for en base er opfyldt med ammoniak: dets opløsning i vand producerer NH-ioner4+ og OH-.

NH3 er i stand til at donere et par elektroner uden at dele placeret i nitrogenatomet; dette er hvor Lewis definitionen for en base kommer ind, [H3N].

Beregningseksempel

Koncentrationen af ​​den vandige opløsning af den svage base methylamin (CH3NH2) er følgende: [CH3NH2] før dissociation = 0,010 M; [CH3NH2] efter dissociation = 0,008 M.

Beregn Kb, pKb, pH og procentdel af ionisering.

Kb

Først skal ligningen af ​​dens dissociation i vand skrives:

CH3NH2 (ac) + H2O (l)    <=>     CH3NH3+ (ac) + OH- (Aq)

Næste af det matematiske udtryk for Kb 

Kb = [CH3NH3+] [OH-] / [CH3NH2]

I ligevægt er det opfyldt, at [CH3NH3+] = [OH-]. Disse ioner kommer fra dissociationen af ​​CH3NH2, så koncentrationen af ​​disse ioner er givet ved forskellen mellem koncentrationen af ​​CH3NH2 før og efter dissociating.

[CH3NH2]adskilles = [CH3NH2]indledende - [CH3NH2]balance

[CH3NH2]adskilles = 0,01 M - 0,008 M

= 0,002 M

Derefter [CH3NH3+] = [OH-] = 2 ∙ 10-3 M

Kb = (2 × 10-3)2 M / (8 ∙ 10-2) M

= 5 ∙ 10-4

pKb

Beregnet Kb, Det er meget nemt at bestemme pKb

pKb = - log Kb

pKb = - log 5 ∙ 10-4

= 3,301

pH

For at beregne pH-værdien, da den er en vandig opløsning, skal pOH beregnes først og subtraheres til 14:

pH = 14 - pOH

pOH = - log [OH-]

Og som OH koncentrationen er allerede kendt-, beregningen er direkte

pOH = -log 2 × 10-3

= 2,70

pH = 14-2,7

= 11,3

Ioniseringsprocent

For at beregne det skal det bestemmes, hvor meget af basen der er blevet dissocieret. Da dette allerede var gjort i de foregående punkter, gælder følgende ligning:

([CH3NH3+] / [CH3NH2]°) x 100%

Hvor [CH3NH2]° er den oprindelige koncentration af basen og [CH3NH3+] koncentrationen af ​​dens konjugerede syre. Beregning derefter:

Ioniseringsprocent = (2 × 10-3 / 1 ∙ 10-2) x 100%

= 20%

egenskaber

-De svage baser aminer har en karakteristisk bitter smag, der er til stede i fisk, og som er neutraliseret ved brug af citron.

-De har en lav dissociationskonstant, hvorfor de forårsager en lav koncentration af ioner i vandig opløsning. Af denne grund er det ikke god ledere af elektricitet.

-I vandig opløsning producerer de en moderat alkalisk pH, så de ændrer farven på litmuspapiret fra rød til blå.

-De er for det meste aminer (svage organiske baser).

-Nogle er de konjugerede baser af stærke syrer.

-De svage molekylære baser indeholder strukturer, der er i stand til at reagere med H+.

eksempler

aminer

-Methylamin, CH3NH2, Kb = 5,0 ∙ 10-4, pKb = 3,30

-Dimethylamin, (CH3)2NH, Kb = 7,4 × 10-4, pKb = 3,13

-Trimethylamin, (CH3)3N, Kb = 7,4 ∙ 10-5, pKb = 4,13

-Pyridin, C5H5N, Kb = 1,5 ∙ 10-9, pKb = 8,82

-Aniline, C6H5NH2, Kb = 4,2 × 10-10, pKb = 9,32.

Nitrogenholdige baser

Den kvælstofholdige baser adenin, guanin, thymin, cytosin og uracil er svage baser med aminogrupper, som er en del af nukleotiderne i de nukleinsyrer (DNA og RNA), hvor information befinder arvelig transmission.

Adenin, for eksempel en del af molekyler, såsom ATP, den vigtigste energilager af levende væsener. Desuden adenin er til stede i coenzymer såsom flavin dinukleotid adenylat (FAD) og adenyl nikotin dinukleotid (NAD), involveret i talrige oxidations-reduktionsreaktioner.

Konjugerede baser

Følgende svage baser, eller som kan opfylde en funktion som sådan, bestilles i faldende rækkefølge af basicitet: NH2 > OH- > NH3 > CN- > CH3COO- > F- > NEJ3- > Cl- > Br- > Jeg- > ClO4-.

Placeringen af ​​de konjugerede baser af hydrociderne i den givne sekvens indikerer, at jo større styrken af ​​syren, jo lavere vil være styrken af ​​dens konjugatbase..

For eksempel anionen I- Det er en ekstremt svag base, mens NH2 er den stærkeste i serien.

Endvidere endelig basiciteten af ​​nogle almindelige organiske baser kan bestilles som følger: alkoxid> alifatiske aminer ≈ phenoxider> carboxylater = aromatiske aminer ≈ heterocycliske aminer.

referencer

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8. udgave). CENGAGE Learning.
  2. Lleane Nieves M. (24. marts 2014). Syrer og baser. [PDF]. Hentet fra: uprh.edu
  3. Wikipedia. (2018). Svag base Hentet fra: en.wikipedia.org
  4. Editorial Team (2018). Styrke af en base og grundlæggende dissociationskonstant. iquimicas. Gendannet fra: iquimicas.com
  5. Chung P. (22. marts 2018). Svage syrer og baser. Kemi Libretexts. Hentet fra: chem.libretexts.org