SVAGA GRUNDER: DISSOCIATION, EGENSKAPER OCH EXEMPEL - KEMI - 2025

De svaga baserna är arter med liten tendens att donera elektroner som dissocieras i vattenhaltiga lösningar eller accepterar protoner. Prismat med vilket dess egenskaper analyseras styrs av definitionen som härrör från studier av flera kända forskare.

Enligt definitionen av Bronsted-Lowry är till exempel en svag bas en som accepterar en vätejon H ⁺ på ett mycket reversibelt (eller noll) sätt . I vatten, dess H ₂ O molekyl är den som donerar en H ⁺ till den omgivande basen. Om det i stället för vatten var en svag syra HA, kunde den svaga basen knappast neutralisera den.

Källa: Midnightcomm, från Wikimedia Commons

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

Det är av denna anledning som vissa svaga baser, som mjölkmagnesia eller fosfatsalttabletter 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 är CO ₃ ^- en svag bas jämfört med OH ^- ; och basen som producerar minst OH ^- i dess dissociation (Arrenhius definition) kommer att vara den svagaste basen.

dissociation

En svag bas kan skrivas som BOH eller B. Det sägs genomgå dissociation när följande reaktioner inträffar med båda baserna i vätskefasen (även om det kan förekomma i gaser eller till och med fasta ämnen):

BOH <=> B ⁺ + OH ^-

B + H ₂ O <=> HB ⁺ + OH ^-

Observera att även om båda reaktionerna kan verka olika, har de produktion av OH ^- gemensamt . Dessutom skapar de två dissociationerna en jämvikt, så att de är ofullständiga; det vill säga bara en procentandel av basen dissocierar faktiskt (vilket inte händer med starka baser som NaOH eller KOH).

Den första reaktionen "passar" närmare Arrenhius-definitionen för baser: dissociation i vatten för att ge joniska arter, särskilt hydroxylanjonen OH ^- .

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

Men de två reaktionerna, när de upprättar en jämvikt, betraktas som svaga basdissociationer.

Ammoniak

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

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

Därför faller NH ₃ i kategorin baser representerade av 'B'.

Ammoniak-dissociationskonstanten, _Kb , ges av följande uttryck:

K _b = /

Vilken vid 25 ° C i vatten är cirka 1,8 x 10 ^-5 . Beräknar då dess pK _b vi har:

pK _b = - logg K _b

= 4,74

I dissociationen av NH _3, tar den emot en proton från vatten, så kan betraktas vatten som en syra enligt Bronsted-Lowry.

Det salt som bildas på den högra sidan av ekvationen är ammoniumhydroxid, NH ₄ OH, som är löst i vatten och är inget annat än vattenhaltig ammoniak. Det är av denna anledning som den Arrenhius definitionen för en bas är uppfyllt med ammoniak: dess upplösning i vatten ger jonerna NH ₄ ⁺ och OH ^- .

NH ₃ är förmåga att donera ett par odelade elektroner lokaliserade på kväveatomen; Det är här Lewis-definitionen för en bas kommer in.

Beräkningsexempel

Koncentrationen av den vattenhaltiga lösningen av den svaga basen metylamin (CH ₃ NH ₂ ) är som följer: före dissociation = 0,010 M; efter dissociation = 0,008 M.

Beräkna K _b , pK _b , pH och procent jonisering.

K _b

Först måste ekvationen för dess dissociation i vatten skrivas:

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

Efter det matematiska uttrycket för K _b

K _b = /

I jämvikt, =. Dessa joner kommer från dissociationen av CH ₃ NH ₂ , så att koncentrationen av dessa joner ges genom skillnaden mellan koncentrationen av CH ₃ NH ₂ före och efter dissociering.

_dissocierad = _initial - _jämvikt

_dissocierad = 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

Beräknad _Kb , är det mycket enkelt att bestämma pK _b

pK _b = - logg Kb

pK _b = - log 5 ∙ 10 ^-4

= 3,301

pH

För att beräkna pH, eftersom det är en vattenlösning, måste pOH först beräknas och subtraheras från 14:

pH = 14 - pOH

pOH = - logg

Och eftersom OH ^- koncentrationen redan är känd , är beräkningen okomplicerad

pOH = -log 2 ∙ 10 ^-3

= 2,70

pH = 14-2,7

= 11,3

Procentandel av jonisering

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

(/ ^° ) x 100%

Där ^° är den initiala koncentrationen av basen och koncentrationen av dess konjugerade syra. Beräknar då:

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

= 20%

Egenskaper

-De svaga aminbaserna har en karakteristisk bitter smak, närvarande i fisk och som neutraliseras med citron.

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

-I vattenlösning har de ett måttligt alkaliskt pH, varför de ändrar färgen på litmuspapper från rött till blått.

-De flesta är aminer (svaga organiska baser).

-Vissa är konjugatbaserna av starka syror.

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

exempel

aminer

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

-Dimetylamin, (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.

Kvävebaser

Kvävebaserna adenin, guanin, tymin, cytosin och uracil är svaga baser med aminogrupper, som är en del av nukleotiderna i nukleinsyror (DNA och RNA), där informationen för ärftlig överföring finns.

Adenin är till exempel en del av molekyler som ATP, den viktigaste energireservoaren för levande varelser. Vidare är adenin närvarande i koenzym såsom flavinadenyldinukleotid (FAD) och nikotinadenyldinukleotid (NAD), som är involverade i många oxidationsreduktionsreaktioner.

Konjugatbas

Följande svaga baser, eller som kan uppfylla en funktion som sådan, beställs i minskande ordningsföljd: NH ₂ > OH ^- > NH ₃ > CN ^- > CH ₃ COO ^- > F ^- > NO ₃ ^- > Cl ^- > Br ^- > I ^- > ClO ₄ ^- .

Platsen för de konjugerade baserna av hydraciderna i den givna sekvensen indikerar att ju större syrans styrka, desto lägre är styrkan för dess konjugatbas.

Till exempel är anjonen I ^- en extremt svag bas, medan NH ₂ är den starkaste i serien.

Å andra sidan kan slutligen basaliteten hos vissa vanliga organiska baser ordnas på följande sätt: 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. . Återställd från: uprh.edu
3. Wikipedia. (2018). Svag bas. Återställd från: en.wikipedia.org
4. Redaktion. (2018). Baskraft och grundläggande dissociation konstant. kemisk. Återställd från: iquimicas.com
5. Chung P. (22 mars 2018). Svaga syror & baser. Kemi Libretexts. Återställd från: chem.libretexts.org