Silpnos bazės disociacija, savybės ir pavyzdžiai

The silpnos bazės jie yra rūšys, mažai linkusios paaukoti elektronų, suskaidyti vandeniniuose tirpaluose arba priimti protonus. Prizmę, su kuria analizuojamos jo charakteristikos, reglamentuoja apibrėžimas, atsiradęs keleto žinomų mokslininkų tyrimuose.

Pavyzdžiui, pagal Bronsted-Lowry apibrėžimą, silpna bazė yra tokia, kuri priima labai grįžtamą (arba nulinę) vandenilio joną H⁺. Vanduo, jo H molekulė₂Arba tas, kuris dovanoja H⁺ į aplinkinę bazę. Jei vietoj vandens buvo silpna rūgštis HA, tai silpna bazė gali jį beveik neutralizuoti.

Tvirtas pagrindas ne tik neutralizuotų visas rūgštis aplinkoje, bet ir galėtų dalyvauti kitose cheminėse reakcijose, turinčiose neigiamų (ir mirtinų) pasekmių.

Dėl šios priežasties kai kurie silpni bazės, pvz., Pieno magnezija, arba fosfatų druskų arba natrio bikarbonato tabletės, yra naudojami kaip antacidai (viršutinis vaizdas).

Visos silpnos bazės turi bendrą elektronų porą arba neigiamą krūvį, stabilizuotą molekulėje arba jone. Taigi, CO₃^- tai yra silpna bazė prieš OH^-; ir ta bazė, kuri gamina mažiau OH^- jos disociacija (Arrenhiaus apibrėžimas) bus silpniausia bazė.

Indeksas

• 1 Skirstymas
  • 1.1 Amoniakas
  • 1.2 Skaičiavimo pavyzdys
• 2 Ypatybės
• 3 Pavyzdžiai
  • 3.1 Aminai
  • 3.2 Azoto pagrindai
  • 3.3 Konjuguotos bazės
• 4 Nuorodos

Dissociacija

Silpna bazė gali būti parašyta kaip BOH arba B. Sakoma, kad jis vyksta disociacija, kai abi reakcijos vyksta skystoje fazėje su abiem bazėmis (nors tai gali atsirasti dujose ar net kietosiose medžiagose):

BOH <=> B⁺ + OH^-

B + H₂O <=> HB⁺ + OH^-

Atkreipkite dėmesį, kad nors abi reakcijos gali atrodyti kitokios, jos turi bendrą OH gamybą^-. Be to, abu disociacijos sudaro pusiausvyrą, todėl jie yra neišsamūs; tai reiškia, kad tik procentas bazės faktiškai disocijuoja (kuris nevyksta su stipriomis bazėmis, tokiomis kaip NaOH arba KOH).

Pirmoji reakcija yra labiau „pritvirtinta“ prie bazės „Arrenhius“ apibrėžimo: disociacija vandenyje, kad gautų jonų rūšis, ypač hidroksilo anijoną OH^-.

Nors antroji reakcija atitinka Bronsted-Lowry apibrėžimą, nes B yra protonando arba priima H⁺ vandens.

Tačiau, nustatant pusiausvyrą, dvi reakcijos laikomos silpnos bazės susiskaldymu.

Amoniakas

Amoniakas yra bene labiausiai paplitęs silpnas pagrindas. Jos disociaciją vandenyje galima schematizuoti taip:

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

Todėl NH₃ patenka į bazių, atstovaujamų „B“, kategoriją.

Amoniako disociacijos konstanta, K_b, pateikiamas tokia išraiška:

K_b = [NH₄⁺] [OH^-] / [NH₃]

Kuri 25 ° C temperatūroje vandenyje yra maždaug 1,8 x 10^-5. Tada apskaičiuokite savo pK_b turite:

pK_b = - log K_b

= 4,74

NH disociacijai₃ Tai gauna protoną iš vandens, todėl pagal Bronsted-Lowry'ą jis gali būti laikomas vandeniu kaip rūgštimi.

Dešinėje pusėje esanti druska yra amonio hidroksidas, NH₄OH, kuris yra ištirpintas vandenyje ir yra tik vandeninis amoniakas. Būtent dėl ​​šios priežasties „Arrenhius“ apibrėžimas bazei sutampa su amoniaku: jo ištirpimas vandenyje gamina NH jonus₄⁺ ir OH^-.

NH₃ sugeba paaukoti elektronų porą be dalijimosi azoto atomo; čia atsiranda „Lewis“ bazės apibrėžimas, [H₃N:].

Skaičiavimo pavyzdys

Silpnos bazės metilamino (CH. \ T₃NH₂) yra: [CH₃NH₂] prieš disociaciją = 0,010 M; [CH₃NH₂] po disociacijos = 0,008 M.

Apskaičiuokite K_b, pK_b, pH ir jonizacijos procentas.

K_b

Pirmiausia turi būti parašyta jos disociacijos lygtis vandenyje:

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

Kitas matematinis K_b 

K_b = [CH₃NH₃⁺] [OH^-] / [CH₃NH₂]

Pusiausvyra įvykdyta, kad [CH₃NH₃⁺] = [OH^-] Šie jonai kilę iš CH disociacijos₃NH₂, todėl šių jonų koncentraciją lemia skirtumas tarp CH koncentracijos₃NH₂ prieš ir po susiskaldymo.

[CH₃NH₂]_atskirti = [CH₃NH₂]_pradinis - [CH₃NH₂]_balansas

[CH₃NH₂]_atskirti = 0,01 M - 0,008 M

= 0,002 M

Tada [CH₃NH₃⁺] = [OH^-] = 2 ∙ 10^-3 M

K_b = (2 ∙ 10^-3)² M / (8 ∙ 10^-2) M

= 5 ∙ 10^-4

pK_b

Apskaičiuota K_b, Labai lengva nustatyti pK_b

pK_b = - log Kb

pK_b = - log 5 ∙ 10^-4

= 3,301

pH

Norint apskaičiuoti pH, nes jis yra vandeninis tirpalas, pirmiausia reikia apskaičiuoti pOH ir atimti iki 14:

pH = 14 - pOH

pOH = - log [OH^-]

Ir kaip OH koncentracija jau žinoma^-, apskaičiavimas yra tiesioginis

pOH = -log 2 ∙ 10^-3

= 2,70

pH = 14 - 2,7

= 11,3

Jonizacijos procentas

Norint jį apskaičiuoti, reikia nustatyti, kiek bazės buvo atskirta. Kadangi tai jau buvo padaryta ankstesniuose punktuose, taikoma tokia lygtis:

([CH₃NH₃⁺] / [CH₃NH₂]^°) x 100%

Kur [CH₃NH₂]^° yra pradinė bazės koncentracija ir [CH₃NH₃⁺] konjuguotos rūgšties koncentracija. Tada apskaičiuojama:

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

= 20%

Savybės

-Silpnos bazės aminai pasižymi būdingu karčiu skoniu, yra žuvyje ir neutralizuojami naudojant citriną.

-Jie turi mažą disociacijos konstantą, todėl sukelia mažą jonų koncentraciją vandeniniame tirpale. Dėl šios priežasties nėra gerų elektros laidininkų.

-Vandeniniame tirpale jie gamina vidutiniškai šarminį pH, todėl jie keičia lakmuso popieriaus spalvą nuo raudonos iki mėlynos spalvos.

-Jie dažniausiai yra aminai (silpnos organinės bazės).

-Kai kurios yra konjuguotos stiprių rūgščių bazės.

-Silpnos molekulinės bazės turi struktūras, galinčias reaguoti su H⁺.

Pavyzdžiai

Aminai

-Metilaminas, CH₃NH₂, Kb = 5,0 ∙ 10^-4, pKb = 3,30

-Dimetilaminas (CH₃)₂NH, Kb = 7,4 ∙ 10^-4, pKb = 3.13

-Trimetilaminas (CH₃)₃N, Kb = 7,4 ∙ 10^-5, pKb = 4.13

-Piridinas, C₅H₅N, Kb = 1,5 ∙ 10^-9, pKb = 8,82

-Anilinas, C₆H₅NH₂, Kb = 4,2 ∙ 10^-10, pKb = 9,32.

Azoto bazės

Azotinės bazės adeninas, guaninas, timinas, citozinas ir uracilas yra silpnos bazės su amino grupėmis, kurios yra nukleorūgščių (DNR ir RNR) nukleotidų dalis, kurioje yra paveldimo perdavimo informacija..

Pavyzdžiui, adeninas yra molekulių, tokių kaip ATP, pagrindinis gyvų būtybių energijos rezervuaras, dalis. Be to, adeninas yra koenzimuose, tokiuose kaip flavino adenilo dinukleotidas (FAD) ir nikotino adenilo dinukleotidas (NAD), kurie dalyvauja daugelyje oksidacijos-redukcijos reakcijų..

Konjuguotos bazės

Toliau nurodytos silpnos bazės, kurios gali atlikti tokias funkcijas, yra užsakomos mažėjančia bazės tvarka: NH₂ > OH^- > NH₃ > CN^- > CH₃COO^- > F^- > NE₃^- > Cl^- > Br^- > I^- > ClO₄^-.

Hidrogenidų konjuguotų bazių vieta nurodytoje sekoje rodo, kad kuo didesnis rūgšties stiprumas, tuo mažesnis bus jo konjuguotos bazės stiprumas..

Pavyzdžiui, anijonas I^- tai yra labai silpna bazė, o NH₂ yra stipriausi serijoje.

Kita vertus, darytina išvada, kad kai kurių įprastų organinių bazių bazingumą galima užsakyti taip: alkoksidas> alifatiniai aminai ≈ fenoksidai> karboksilatai = aromatiniai aminai ≈ heterocikliniai aminai.

Nuorodos

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemija (8-asis red.). Mokymosi mokymas.
2. Lleane Nieves M. (2014 m. Kovo 24 d.). Rūgštys ir bazės. [PDF] Gauta iš: uprh.edu
3. Vikipedija. (2018). Silpna bazė. Gauta iš: en.wikipedia.org
4. Redakcinė komanda (2018). Pagrindo stiprumas ir pagrindinė disociacijos konstanta. iquimicas. Susigrąžinta iš: iquimicas.com
5. Chung P. (2018 m. Kovo 22 d.). Silpnos rūgštys ir bazės. Chemijos Libretexts. Gauta iš: chem.libretexts.org