Svaga baser dissociation, egenskaper och exempel



den svaga baser de är arter med liten tendens att donera elektroner, dissociera i vattenhaltiga lösningar eller acceptera protoner. Det prisma med vilket dess egenskaper analyseras styrs av den definition som framkom av studierna av flera kända forskare.

Enligt Bronsted-Lowry-definitionen är exempelvis en svag bas en som accepterar en väldigt reversibel (eller noll) vätejon H+. I vatten, dess H-molekyl2Eller är den som donerar en H+ till den omgivande basen. Om istället för vatten var en svag syra HA, kunde den svaga basen knappt neutralisera den.

En stark bas skulle inte bara neutralisera alla syror i miljön, men kan också delta i andra kemiska reaktioner med negativa (och dödliga) konsekvenser.

Det är av den anledningen att vissa svaga baser, såsom mjölkmagnesia eller tabletter av fosfatsalter eller natriumbikarbonat, används som antacida (toppbild).

Alla svaga baser har gemensamt närvaron av ett par elektroner eller en negativ laddning stabiliserad i molekylen eller jonen. Således är CO3- Det är en svag bas mot OH-; och den bas som producerar mindre OH- i sin dissociation (definition av Arrenhius) blir det den svagaste basen.

index

  • 1 Dissociation
    • 1.1 Ammoniak
    • 1.2 Beräkningsexempel
  • 2 egenskaper
  • 3 exempel
    • 3,1 aminer
    • 3.2 kvävebaser
    • 3,3 konjugerade baser
  • 4 referenser

dissociation

En svag bas kan skrivas som BOH eller B. Det sägs att det genomgår en dissociation när följande reaktioner uppträder i flytande fas med båda baserna (även om det kan ske i gaser eller till och med fasta ämnen):

BOH <=> B+ + OH-

B + H2O <=> HB+ + OH-

Observera att även om båda reaktionerna kan tyckas annorlunda, har de OH-produktion gemensamt-. Dessutom skapar de två dissociationerna en balans, så de är ofullständiga. det vill säga endast en procentandel av basen dissocierar faktiskt (vilket inte sker med starka baser såsom NaOH eller KOH).

Den första reaktionen är mer "bunden" till definitionen av Arrenhius för baserna: dissociation i vatten för att ge jonarter, speciellt hydroxylanjonen OH-.

Medan den andra reaktionen följer definitionen av Bronsted-Lowry, eftersom B är protonando eller accepterar H+ av vatten.

De båda reaktionerna, när de upprättar en balans, betraktas emellertid som dissociationer av en svag bas.

ammoniak

Ammoniak är kanske den vanligaste svaga basen av alla. Dess dissociation i vatten kan schematiseras på följande sätt:

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

Därför är NH3 går in i kategorin av baser representerade med "B".

Ammoniakens dissociationskonstant, Kb, ges av följande uttryck:

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

Vilken vid 25 ° C i vatten är ungefär 1,8 x 10-5. Beräkna sedan din pKb du har:

pKb = - logg Kb

= 4,74

I dissociationen av NH3 Detta tar emot en proton från vatten, så det kan betraktas som vatten som en syra enligt Bronsted-Lowry.

Saltet bildat på ekvations högra sida är ammoniumhydroxid, NH4OH, som är upplöst i vatten och är inget annat än vattenhaltig ammoniak. Det är av denna anledning att definitionen av Arrenhius för en bas är uppfylld med ammoniak: dess upplösning i vatten ger NH-joner4+ och OH-.

NH3 kan donera ett par elektroner utan att dela i kväveatomen Det här är där Lewis-definitionen för en bas kommer in, [H3N].

Beräkningsexempel

Koncentrationen av den vattenhaltiga lösningen av den svaga basen metylamin (CH3NH2) är följande: [CH3NH2] före dissociation = 0,010 M; [CH3NH2] efter dissociation = 0,008 M.

Beräkna Kb, pKb, pH och procent av jonisering.

Kb

Först måste ekvationen för dissociationen i vatten skrivas:

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

Nästa av det matematiska uttrycket av Kb 

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

I jämvikt är det uppfyllt att [CH3NH3+] = [OH-]. Dessa joner kommer från dissociationen av CH3NH2, så koncentrationen av dessa joner ges av skillnaden mellan koncentrationen av CH3NH2 före och efter dissociering.

[CH3NH2]skiljas = [CH3NH2]initial - [CH3NH2]balans

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

= 0,002 M

Därefter [CH3NH3+] = [OH-] = 2 × 10-3 M

Kb = (2 × 10-3)2 M / (8 × 10-2) M

= 5 ∙ 10-4

pKb

Beräknad Kb, Det är mycket enkelt att bestämma pKb

pKb = - logg Kb

pKb = - log 5 ∙ 10-4

= 3,301

pH

För att beräkna pH, eftersom det är en vattenhaltig lösning, måste pOH beräknas först och subtraheras till 14:

pH = 14 - pOH

pOH = - log [OH-]

Och som OH-koncentrationen är redan känd-, beräkningen är direkt

pOH = -log 2 × 10-3

= 2,70

pH = 14-2,7

= 11,3

Ioniseringsprocent

För att beräkna det måste det bestämmas hur mycket av basen som har dissocierats. Eftersom detta redan gjordes i tidigare punkter gäller följande ekvation:

([CH3NH3+] / [CH3NH2]°) x 100%

Där [CH3NH2]° är den ursprungliga koncentrationen av basen och [CH3NH3+] koncentrationen av dess konjugerade syra. Beräkning då:

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

= 20%

egenskaper

-De svaga baserna aminer har en karakteristisk bitter smak, närvarande i fisk och som neutraliseras med användning av citron.

-De har en låg dissociationskonstant, varför de ger en låg koncentration av joner i vattenlösning. Det är därför inte bra ledare av el.

-I vattenlösning ger de ett måttligt alkaliskt pH, så de ändrar färgen på litmuspappret från rött till blått.

-De är mestadels aminer (svaga organiska baser).

-Vissa är de konjugerade baserna av starka syror.

-De svaga molekylära baserna innehåller strukturer som kan reagera med H+.

exempel

aminer

-Metylamin, CH3NH2, Kb = 5,0 × 10-4, pKb = 3,30

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

-Trimetylamin, (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.

Kvävebaser

Den kvävebaserna adenin, guanin, tymin, cytosin och uracil är svaga baser med aminogrupper som är en del av nukleotiderna av nukleinsyrorna (DNA och RNA), där informationen är bosatt ärftlig överföring.

Adenin är till exempel en del av molekyler som ATP, den huvudsakliga energibehållaren för levande varelser. Dessutom är närvarande i koenzymer såsom flavin dinukleotid adenylat (FAD) och adenyl nicotin dinukleotid (NAD), inblandad i många oxidations-reduktionsreaktioner adenin.

Konjugerade baser

Följande svaga baser, eller som kan uppfylla en funktion som sådan, beställs i minskande ordning av basicitet: NH2 > OH- > NH3 > CN- > CH3COO- > F- > NEJ3- > Cl- > Br- > I- > ClO4-.

Placeringen av de konjugerade baserna av hydrociderna i den givna sekvensen indikerar att ju större syrastyrkan desto lägre blir styrkan hos dess konjugatbas..

Till exempel anjonen I- Det är en extremt svag bas, medan NH2 är den starkaste i serien.

Dessutom slutligen basiciteten hos några vanliga organiska baser kan beställas enligt följande: alkoxid> alifatiska aminer ≈ fenoxider> karboxylater = aromatiska aminer ≈ heterocykliska aminer.

referenser

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8: e upplagan). CENGAGE Learning.
  2. Lleane Nieves M. (24 mars 2014). Syror och baser [PDF]. Hämtad från: uprh.edu
  3. Wikipedia. (2018). Svag bas. Hämtad från: en.wikipedia.org
  4. Redaktionellt team (2018). Styrka för en bas och grundläggande dissociationskonstant. iquimicas. Återställd från: iquimicas.com
  5. Chung P. (22 mars 2018). Svaga syror och baser. Kemi Libretexts. Hämtad från: chem.libretexts.org