SVAGE BASER: DISSOCIATION, EGENSKABER OG EKSEMPLER - KEMI - 2025

De svage baser er arter med lidt tendens til at donere elektroner, der dissocieres i vandige opløsninger eller acceptere protoner. Prisme, hvormed dets egenskaber analyseres, styres af definitionen, der stammer fra undersøgelser fra flere berømte videnskabsfolk.

Ifølge Bronsted-Lowry-definitionen er for eksempel en svag base en, der accepterer en hydrogenion H ⁺ på en meget reversibel (eller null) måde. I vand, dens H ₂ O molekyle er den, der donerer en H ⁺ til den omgivende base. Hvis det i stedet for vand var en svag syre HA, så kunne den svage base næppe neutralisere den.

Kilde: Midnightcomm, fra Wikimedia Commons

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

Det er af denne grund, at nogle svage baser, såsom mælkemagnesia, eller fosfatsalttabletter eller natriumbicarbonat, bruges som antacida (øverste billede).

Alle svage baser har til fælles tilstedeværelse af et elektronpar eller en stabiliseret negativ ladning på molekylet eller ion. CO ₃ ^- er således en svag base sammenlignet med OH ^-; og basen, der producerer mindst OH ^- i dens dissociation (Arrenhius-definition) vil være den svageste base.

dissociation

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

BOH <=> B ⁺ + OH ^-

B + H ₂ O <=> HB ⁺ + OH ^-

Bemærk, at selv om begge reaktioner kan forekomme forskellige, har de produktion af OH ^- til fælles. Desuden skaber de to dissociationer en ligevægt, så de er ufuldstændige; det vil sige kun en procentdel af basen, der faktisk dissosierer (hvilket ikke sker med stærke baser som NaOH eller KOH).

Den første reaktion "klæber" mere tæt på Arrenhius-definitionen for baser: dissociation i vand for at give ioniske arter, især hydroxylanionen OH ^-.

Mens den anden reaktion adlyder Bronsted-Lowry-definitionen, da B protoneres eller accepteres H ⁺ fra vand.

Imidlertid betragtes de to reaktioner, når de etablerer en ligevægt, som svage basisspredninger.

Ammoniak

Ammoniak er måske den mest almindelige svage base af alle. Dissociation i vand kan beskrives som følger:

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

Derfor falder NH ₃ i kategorien af ​​baser repræsenteret med 'B'.

Ammoniakken dissociationskonstanten, K _b, er givet ved følgende udtryk:

K _b = /

Hvilken ved 25 ° C i vand er omkring 1,8 x 10 ^-5. Beregning af dets pK _{b har} vi:

pK _b = - log K _b

= 4,74

I dissociationen af NH _3, den modtager en proton fra vand, så kan betragtes vand som en syre ifølge Brønsted-Lowry.

Saltet dannet på højre side af ligningen er ammoniumhydroxid, NH ₄ OH, som opløses i vand og er ikke noget mere end vandig ammoniak. Det er af denne grund, at Arrenhius definition for en base opfyldes med ammoniak: dets opløsning i vand frembringer ionerne NH ₄ ⁺ og OH ^-.

NH ₃ er i stand til at donere et par udelte elektroner placeret på nitrogenatomet; Det er her Lewis-definitionen for en base kommer ind,.

Beregningseksempel

Koncentrationen af den vandige opløsning af den svage base methylamin (CH ₃ NH ₂) er som følger: før dissociering = 0,010 M; efter dissociation = 0,008 M.

Beregn K _b, pK _b, pH og procent ionisering.

K _b

Først skal ligningen for dens dissociation i vand skrives:

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

Efter den matematiske udtryk for K _b

K _b = /

I ligevægt =. Disse ioner kommer fra dissocieringen af CH ₃ NH ₂, så koncentrationen af disse ioner er givet ved forskellen mellem koncentrationen af CH ₃ NH ₂ før og efter dissociering.

_dissocieret = _initial - _ligevægt

_dissocieret = 0,01 M - 0,008 M

= 0,002 M

Så = = 2 ∙ 10 ^-3 M

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

= 5 ∙ 10 ^-4

pK _b

Beregnet K _B, er det meget nemt at afgøre pK _B

pK _b = - log Kb

pK _b = - log 5 ∙ 10 ^-4

= 3.301

pH

For at beregne pH-værdien, da det er en vandig opløsning, skal pOH først beregnes og trækkes fra 14:

pH = 14 - pOH

pOH = - log

Og da OH ^- koncentrationen allerede er kendt, er beregningen ligetil

pOH = -log 2 ∙ 10 ^-3

= 2,70

pH = 14 - 2,7

= 11,3

Procentdel af ionisering

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

(/ ^°) x 100%

Hvor ^° er basens indledende koncentration og koncentrationen af ​​dens konjugerede syre. Beregning derefter:

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

= 20%

Ejendomme

-De svage aminbaser har en karakteristisk bitter smag, der findes i fisk, og som neutraliseres ved hjælp af citron.

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

-I vandig opløsning har de en moderat alkalisk pH, hvorfor de ændrer farven på lakmuspapir fra rød til blå.

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

Dimethylamin, (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

-Pyridin, 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.

Kvælstofbaser

De nitrogenholdige baser adenin, guanin, thymin, cytosin og uracil er svage baser med aminogrupper, som er en del af nukleotiderne i nukleinsyrer (DNA og RNA), hvor informationen om arvelig transmission findes.

Adenin er for eksempel en del af molekyler som ATP, det vigtigste energireservoir for levende væsener. Endvidere er adenin til stede i coenzymer såsom flavinadenyldinucleotid (FAD) og nicotinadenyldinucleotid (NAD), som er involveret i adskillige oxidreduktionsreaktioner.

Konjugerede baser

Følgende svage baser, eller som kan udføre en funktion som sådan, er arrangeret i faldende grundlæggende rækkefølge: NH ₂ > OH ^- > NH ₃ > CN ^- > CH ₃ COO ^- > F ^- > NO ₃ ^- > Cl ^- > Br ^- > I ^- > ClO ₄ ^-.

Placeringen af ​​de konjugerede baser af hydraciderne i den givne sekvens indikerer, at jo større syrestyrken er, desto lavere er styrken af ​​dens konjugatbase.

For eksempel er anionen I ^- en ekstremt svag base, mens NH ₂ er den stærkeste i serien.

På den anden side, for at afslutte, kan basaliteten af ​​nogle almindelige organiske baser arrangeres på følgende måde: alkoxid> alifatiske aminer ≈ phenoxider> carboxylater = aromatiske aminer ≈ heterocykliske aminer.

Referencer

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8. udgave). CENGAGE Læring.
2. Lleane Nieves M. (24. marts 2014). Syrer og baser.. Gendannes fra: uprh.edu
3. Wikipedia. (2018). Svag base. Gendannet fra: en.wikipedia.org
4. Redaktionelt hold (2018). Basekraft og grundlæggende dissociation konstant. kemisk. Gendannes fra: iquimicas.com
5. Chung P. (22. marts 2018). Svage syrer og baser. Kemi Libretexts. Gendannes fra: chem.libretexts.org