Dissociation, svage baser, egenskaber og eksempler

4268
Abraham McLaughlin

Det svage baser de er arter med ringe tendens til at donere elektroner, adskille sig i vandige opløsninger eller acceptere protoner. Prismen, hvormed dets egenskaber analyseres, styres af den definition, der er fremkommet ved studier af flere berømte forskere.

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

Kilde: Midnightcomm [GFDL (http://www.gnu.org/copyleft/fdl.html), CC-BY-SA-3.0 (http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/) eller CC BY 2.5 (https://creativecommons.org/licenses/by/2.5)], fra Wikimedia Commons

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

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

Alle svage baser har til fælles tilstedeværelsen af ​​et elektronpar eller en stabiliseret negativ ladning på molekylet eller ionen. Således er CO3- er en svag base mod OH-; og basen, der producerer mindre OH- i sin dissociation (Arrenhius definition) vil det være den svageste base.

Artikelindeks

  • 1 Dissociation
    • 1.1 Ammoniak
    • 1.2 Beregningseksempel
  • 2 egenskaber
  • 3 eksempler
    • 3.1 Aminer
    • 3.2 Kvælstofbaser
    • 3.3 Konjugatbaser
  • 4 Referencer

Dissociation

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

BOH <=> B+ + Åh-

B + HtoELLER <=> HB+ + Åh-

Bemærk, at selvom begge reaktioner kan virke forskellige, har de til fælles produktionen af ​​OH-. Desuden skaber de to dissociationer en ligevægt, så de er ufuldstændige; det vil sige, kun en procentdel af basen adskiller sig faktisk (hvilket ikke sker med stærke baser såsom NaOH eller KOH).

Den første reaktion "holder" tættere på Arrenhius-definitionen for baser: dissociation i vand for at give ioniske arter, især hydroxylanionen OH-.

Mens den anden reaktion overholder Bronsted-Lowry-definitionen, da B bliver protoneret eller accepterer H+ af vandet.

Imidlertid betragtes de to reaktioner, når de skaber en ligevægt, som svage basedissociationer.

Ammoniak

Ammoniak er måske den mest almindelige svage base af alle. Dens dissociation i vand kan skitseres som følger:

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

Derfor NH3 falder ind i kategorien baser repræsenteret med 'B'.

Dissociationskonstanten af ​​ammoniak, Kb, er givet ved følgende udtryk:

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

Hvilket ved 25 ° C i vand er ca. 1,8 x 10-5. Derefter beregnes dets pKb du har:

pKb = - log Kb

= 4,74

I dissociation af NH3 Dette modtager en proton fra vand, så vand kan betragtes 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 Arrenhius-definitionen for en base er opfyldt med ammoniak: dens opløsning i vand producerer NH-ioner4+ og OH-.

NH3 er i stand til at donere et par ikke-delte elektroner placeret på nitrogenatomet; Det er her Lewis-definitionen for en base kommer ind, [H3N:].

Beregningseksempel

Koncentrationen af ​​den vandige opløsning af den svage base methylamin (CH3NHto) er som følger: [CH3NHto] før dissociation = 0,010 M; [CH3NHto] efter dissociation = 0,008 M.

Beregn Kb, pKb, pH og ioniseringsprocent.

Kb

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

CH3NHto (ac) + HtoO (l)    <=>     CH3NH3+ (ac) + OH- (ac)

Efter det matematiske udtryk for Kb  

Kb = [CH3NH3+] [OH-] / [CH3NHto]

I ligevægt er det tilfreds, at [CH3NH3+] = [OH-]. Disse ioner kommer fra dissociationen af ​​CH3NHto, så koncentrationen af ​​disse ioner er givet ved forskellen mellem koncentrationen af ​​CH3NHto før og efter dissociation.

[CH3NHto]adskilt = [CH3NHto]initial - [CH3NHto]Balance

[CH3NHto]adskilt = 0,01 M - 0,008 M

= 0,002 M

Så [CH3NH3+] = [OH-] = 2 ∙ 10-3 M

Kb = (2 ∙ 10-3)to M / (8 ∙ 10-to) M

= 5 ∙ 10-4

pKb

Beregnet Kb, det er meget let at bestemme pKb

pKb = - log Kb

pKb = - 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 [OH-]

Og da koncentrationen af ​​OH allerede er kendt-, beregningen er direkte

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 adskilt. Da dette allerede blev gjort i de foregående punkter, gælder følgende ligning:

([CH3NH3+] / [CH3NHto]°) x 100%

Hvor [CH3NHto]° er den indledende koncentration af basen, og [CH3NH3+koncentrationen af ​​dens konjugerede syre. Beregner derefter:

Procentdel af ionisering = (2 ∙ 10-3 / 1 ∙ 10-to) x 100%

= 20%

Ejendomme

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

-De har en lav dissociationskonstant, hvorfor de forårsager en lav ionkoncentration i vandig opløsning. Ikke af denne grund gode ledere af elektricitet.

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

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

-Nogle er de konjugerede baser af stærke syrer.

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

Eksempler

Aminer

-Methylamin, CH3NHto, Kb = 5,0 ∙ 10-4, pKb = 3,30

-Dimethylamin, (CH3)toNH, 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, C6H5NHto, 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 nukleinsyrernes nukleotider (DNA og RNA), hvor informationen til arvelig transmission ligger.

Adenin er for eksempel en del af molekyler som ATP, det vigtigste energireservoir for levende væsener. Desuden er adenin til stede i coenzymer, såsom flavin-adenyldinucleotid (FAD) og nicotin-adenyldinucleotid (NAD), som er involveret i adskillige oxidationsreduktionsreaktioner.

Konjugerede baser

Følgende svage baser, eller som kan udføre en funktion som sådan, er ordnet i faldende rækkefølge af basalitet: NHto > OH- > NH3 > CN- > CH3COO- > F- > NEJ3- > Cl- > Br- > Jeg- > ClO4-.

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

For eksempel er anionen I- er en ekstremt svag base, mens NHto er den stærkeste af serien.

På den anden side kan endelig grundlæggelsen af ​​nogle almindelige organiske baser arrangeres som følger: 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. [PDF]. Gendannet fra: uprh.edu
  3. Wikipedia. (2018). Svag base. Gendannet fra: en.wikipedia.org
  4. Redaktionelt hold. (2018). Basiskraft og grundlæggende dissociationskonstant. kemisk. Gendannet fra: iquimicas.com
  5. Chung P. (22. marts 2018). Svage syrer og baser. Kemi Libretexts. Gendannet fra: chem.libretexts.org

Endnu ingen kommentarer