De svaga baser de är arter med liten tendens att donera elektroner, dissociera i vattenlösningar eller acceptera protoner. Prismaet med vilket dess egenskaper analyseras styrs av den definition som framkom genom studier av flera kända forskare.
Enligt Bronsted-Lowry-definitionen är till exempel en svag bas en som i en mycket reversibel (eller noll) accepterar en vätejon H+. I vatten, dess H-molekyltvåO är den som donerar en H+ till den omgivande basen. Om det var en svag syra HA istället för vatten, kunde den svaga basen knappast neutralisera den.
En stark bas skulle inte bara neutralisera alla syror i miljön utan kan också delta i andra kemiska reaktioner med ogynnsamma (och dödliga) konsekvenser..
Det är av denna anledning som vissa svaga baser, såsom mjölkmagnesia, eller tabletter av fosfatsalter eller natriumbikarbonat, används som antacida (toppbild).
Alla svaga baser har gemensamt närvaron av ett elektronpar eller en stabiliserad negativ laddning på molekylen eller jonen. Således har CO3- är en svag bas mot OH-; och basen som producerar mindre OH- i dess dissociation (Arrenhius definition) kommer det att vara den svagaste basen.
Artikelindex
En svag bas kan skrivas som BOH eller B. Det sägs genomgå dissociation när följande reaktioner inträffar med båda baserna i flytande fas (även om det kan förekomma i gaser eller till och med fasta ämnen):
BOH <=> B+ + Åh-
B + HtvåELLER <=> HB+ + Åh-
Observera att även om båda reaktionerna kan verka olika, har de gemensamt produktionen av OH-. Dessutom skapar de två dissociationerna en jämvikt, så de är ofullständiga; det vill säga, endast en procentandel av basen dissocierar faktiskt (vilket inte händer med starka baser som NaOH eller KOH).
Den första reaktionen "håller fast" närmare Arrenhius-definitionen för baser: dissociation i vatten för att ge joniska arter, särskilt hydroxylanjonen OH-.
Medan den andra reaktionen följer Bronsted-Lowry-definitionen, eftersom B protoneras eller accepterar H+ av vattnet.
De två reaktionerna, när de skapar en jämvikt, anses dock vara svaga basdissociationer.
Ammoniak är kanske den vanligaste svaga basen av alla. Dess dissociation i vatten kan beskrivas enligt följande:
NH3 (ac) + HtvåO (l) <=> NH4+ (ac) + OH- (ac)
Därför NH3 faller i den kategori av baser som representeras av 'B'.
Dissociationskonstanten för ammoniak, Kb, ges av följande uttryck:
Kb = [NH4+] [OH-] / [NH3]
Vilket vid 25 ° C i vatten är cirka 1,8 x 10-5. Beräknar sedan dess pKb du har:
pKb = - logg Kb
= 4,74
I dissociationen av NH3 Detta får en proton från vatten, så vatten kan betraktas som en syra enligt Bronsted-Lowry.
Saltet som bildas på höger sida av ekvationen är ammoniumhydroxid, NH4OH, som är upplöst i vatten och endast är vattenhaltig ammoniak. Det är av denna anledning som Arrenhius-definitionen för en bas uppfylls med ammoniak: dess upplösning i vatten producerar NH-joner4+ och OH-.
NH3 kan donera ett par odelade elektroner belägna på kväveatomen; Det är här Lewis-definitionen för en bas kommer in, [H3N:].
Koncentrationen av den vattenhaltiga lösningen av den svaga basen metylamin (CH3NHtvå) är som följer: [CH3NHtvå] före dissociation = 0,010 M; [CH3NHtvå] efter dissociation = 0,008 M.
Beräkna Kb, pKb, pH och procentuell jonisering.
Först måste ekvationen för dess dissociation i vatten skrivas:
CH3NHtvå (ac) + HtvåO (l) <=> CH3NH3+ (ac) + OH- (ac)
Efter det matematiska uttrycket av Kb
Kb = [CH3NH3+] [OH-] / [CH3NHtvå]
I jämvikt är det tillfredsställt att [CH3NH3+] = [OH-]. Dessa joner kommer från dissociationen av CH3NHtvå, så koncentrationen av dessa joner ges av skillnaden mellan koncentrationen av CH3NHtvå före och efter dissociation.
[CH3NHtvå]dissocierad = [CH3NHtvå]första - [CH3NHtvå]Balans
[CH3NHtvå]dissocierad = 0,01 M - 0,008 M
= 0,002 M
Så, [CH3NH3+] = [OH-] = 2 ∙ 10-3 M
Kb = (2 ∙ 10-3)två M / (8 ∙ 10-två) M
= 5 ∙ 10-4
Beräknat Kb, det är väldigt enkelt att bestämma pKb
pKb = - logg Kb
pKb = - logg 5 ∙ 10-4
= 3,301
För att beräkna pH, eftersom det är en vattenlösning, måste pOH först beräknas och subtraheras från 14:
pH = 14 - pOH
pOH = - log [OH-]
Och eftersom koncentrationen av OH redan är känd-, beräkningen är direkt
pOH = -log 2 ∙ 10-3
= 2,70
pH = 14 - 2,7
= 11,3
För att beräkna det måste det bestämmas hur mycket av basen som har dissocierats. Eftersom detta redan gjordes i föregående punkter gäller följande ekvation:
([CH3NH3+] / [CH3NHtvå]°) x 100%
Där [CH3NHtvå]° är den initiala koncentrationen av basen och [CH3NH3+koncentrationen av dess konjugerade syra. Beräknar sedan:
Procent av jonisering = (2 ∙ 10-3 / 1 ∙ 10-två) x 100%
= 20%
-De svaga aminbaserna har en karakteristisk bitter smak, närvarande i fisk och som neutraliseras med användning av citron..
-De har en låg dissociationskonstant, varför de orsakar en låg jonkoncentration i vattenlösning. Av denna anledning är det inte bra ledare för elektricitet.
-I vattenlösning har de ett måttligt alkaliskt pH, varför de ändrar färgen på lakmuspapper från rött till blått.
-De är mestadels aminer (svaga organiska baser).
-Vissa är de konjugerade baserna av starka syror.
-Molekylära svaga baser innehåller strukturer som kan reagera med H+.
-Metylamin, CH3NHtvå, Kb = 5,0 ∙ 10-4, pKb = 3,30
-Dimetylamin, (CH3)tvåNH, Kb = 7,4 ∙ 10-4, pKb = 3,13
-Trimetylamin, (CH3)3N, Kb = 7,4 ∙ 10-5, pKb = 4,13
-Pyridine, C5H5N, Kb = 1,5 ∙ 10-9, pKb = 8,82
-Aniline, C6H5NHtvå, Kb = 4,2 ∙ 10-10, pKb = 9,32.
Kvävebaserna adenin, guanin, tymin, cytosin och uracil är svaga baser med aminogrupper, som är en del av nukleotidsyrorna (DNA och RNA), där informationen för ärftlig överföring ligger.
Adenin är till exempel en del av molekyler som ATP, den huvudsakliga energireservoaren hos levande varelser. Vidare är adenin närvarande i koenzymer såsom flavinadenyl-dinukleotid (FAD) och nikotin-adenyldinukleotid (NAD), som är involverade i ett flertal oxidationsreduktionsreaktioner.
Följande svaga baser, eller som kan utföra en funktion som sådan, är ordnade i minskande ordning av basicitet: NHtvå > OH- > NH3 > CN- > CH3KUTTRA- > F- > NEJ3- > Cl- > Br- > Jag- > ClO4-.
Platsen för konjugatbaserna för hydraciderna i den givna sekvensen indikerar att ju större syran hålls, desto lägre är styrkan för dess konjugatbas..
Till exempel anjonen jag- är en extremt svag bas, medan NHtvå är den starkaste i serien.
Å andra sidan kan slutligen grundläggandet av vissa vanliga organiska baser ordnas enligt följande: alkoxid> alifatiska aminer ≈ fenoxider> karboxylater = aromatiska aminer ≈ heterocykliska aminer.
Ingen har kommenterat den här artikeln än.