SVAKE BASER: DISSOSIASJON, EGENSKAPER OG EKSEMPLER - KJEMI - 2025

De svake basene er arter med liten tendens til å donere elektron som dissosierer i vandige oppløsninger, eller aksepterer protoner. Prisme som kjennetegnene analyseres med, styres av definisjonen som stammer fra studier fra flere kjente forskere.

I følge Bronsted-Lowry-definisjonen er for eksempel en svak base en som godtar et hydrogenion H ⁺ på en veldig reversibel (eller null) måte . I vann, dets H ₂ O -molekyl , er den som donerer et H ⁺ til den omgivende basen. Hvis det i stedet for vann var en svak syre HA, kunne den svake basen neppe nøytralisere den.

Kilde: Midnightcomm, fra Wikimedia Commons

En sterk base ville ikke bare nøytralisere alle syrer i miljøet, men kan også delta i andre kjemiske reaksjoner med uheldige (og dødelige) konsekvenser.

Det er av denne grunn at noen svake baser, for eksempel melkemagnesia, eller fosfatsalttabletter eller natriumbikarbonat, brukes som antacida (toppbilde).

Alle svake baser har til felles tilstedeværelse av et elektronpar eller en stabilisert negativ ladning på molekylet eller ionet. Dermed er CO ₃ ^- en svak base sammenlignet med OH ^- ; og basen som produserer minst OH ^- i sin dissosiasjon (Arrenhius-definisjon) vil være den svakeste basen.

dissosiasjon

En svak base kan skrives som BOH eller B. Det sies å gjennomgå dissosiasjon når følgende reaksjoner oppstår med begge baser i væskefasen (selv om det kan forekomme i gasser eller til og med faste stoffer):

BOH <=> B ⁺ + OH ^-

B + H ₂ O <=> HB ⁺ + OH ^-

Merk at selv om begge reaksjonene kan virke forskjellige, har de produksjonen av OH ^- til felles . Videre etablerer de to dissosjonene en likevekt, slik at de er ufullstendige; det vil si at bare en prosentandel av basen faktisk dissosierer (noe som ikke skjer med sterke baser som NaOH eller KOH).

Den første reaksjonen "passer" nærmere Arrenhius-definisjonen for baser: dissosiasjon i vann for å gi ioniske arter, spesielt hydroksylanionen OH ^- .

Mens den andre reaksjonen adlyder definisjonen av Bronsted-Lowry, siden B protoneres eller godtar H ⁺ fra vann.

Imidlertid blir de to reaksjonene, når de etablerer en likevekt, betraktet som svake basedissosiasjoner.

Ammoniakk

Ammoniakk er kanskje den vanligste svake basen av alle. Dissosiasjonen i vann kan beskrives som følger:

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

Derfor faller NH ₃ i kategorien baser representert med 'B'.

Ammoniakken Dissosiasjonskonstanten K _f , er gitt ved følgende uttrykk:

K _b = /

Som ved 25 ° C i vann er omtrent 1,8 x 10 ^-5 . Beregner da dets pK _b vi har:

pK _b = - logg K _b

= 4,74

I dissosiasjonen av NH ₃ mottar den en proton fra vann, slik at vann kan betraktes som en syre i følge Bronsted-Lowry.

Saltet dannet på den høyre side av ligningen er ammoniumhydroksid, NH _4- OH, som er oppløst i vann, og er ikke noe mer enn vandig ammoniakk. Det er av denne grunn at den Arrenhius definisjonen for en base er oppfylt med ammoniakk: dets oppløsning i vann frembringer nevnte ioner NH ₄ ⁺ og OH ^- .

NH ₃ er i stand til å donere et par udelte elektroner lokalisert på nitrogenatomet; Det er her Lewis-definisjonen for en base kommer inn,.

Beregningseksempel

Konsentrasjonen av den vandige oppløsning av den svake basen metylamin (CH ₃ NH ₂ ) er som følger: før dissosiering = 0.010 M; etter dissosiasjon = 0,008 M.

Beregn K _b , pK _b , pH og prosent ionisering.

K _b

Først må ligningen for dens dissosiasjon i vann skrives:

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

Etter det matematiske uttrykket til K _b

K _b = /

I likevekt, =. Disse ionene kommer fra dissosiasjonen av CH ₃ NH ₂ , slik at konsentrasjonen av disse ioner er gitt ved differansen mellom konsentrasjonen av CH ₃ NH ₂ før og etter dissosiere.

_dissosiert = _initial - _likevekt

_dissosiert = 0,01 M - 0,008 M

= 0,002 M

Altså, = = 2 ∙ 10 ^-3 M

K _b = (2 ∙ 10 ^-3 ) ^2- M / (8 ∙ 10 ^-2 ) M

= 5 ∙ 10 ^-4

pK _b

Beregnet K _b , er det veldig lett å bestemme pK _b

pK _b = - logg Kb

pK _b = - logg 5 ∙ 10 ^-4

= 3.301

pH-

For å beregne pH-verdien, siden det er en vandig løsning, må pOH først beregnes og trekkes fra 14:

pH = 14 - pOH

pOH = - logg

Og siden OH ^- konsentrasjonen allerede er kjent , er beregningen enkel

pOH = -log 2 ∙ 10 ^-3

= 2,70

pH = 14 - 2,7

= 11,3

Prosentandel av ionisering

For å beregne det, må det bestemmes hvor mye av basen som er blitt dissosiert. Siden dette allerede ble gjort i de foregående punktene, gjelder følgende ligning:

(/ ^° ) x 100%

Hvor ^° er den opprinnelige konsentrasjonen av basen, og konsentrasjonen av dens konjugerte syre. Beregner da:

Prosent ionisering = (2 ∙ 10 ^-3 / 1 ∙ 10 ^-2 ) x 100%

= 20%

Egenskaper

-De svake aminbasene har en karakteristisk bitter smak, til stede i fisk og som nøytraliseres ved bruk av sitron.

-De har en lav dissosiasjonskonstant, og det er grunnen til at de forårsaker en lav konsentrasjon av ioner i vandig løsning. Av denne grunn ikke å være gode ledere av elektrisitet.

-I vandig løsning har de en moderat alkalisk pH, og derfor endrer de fargen på litmuspapir fra rød til blå.

-De fleste er aminer (svake organiske baser).

-Noen er de konjugerte basene til sterke syrer.

-De svake molekylbasene inneholder strukturer som kan reagere med H ⁺ .

eksempler

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.

Nitrogenbaser

De nitrogenholdige basene adenin, guanin, timin, cytosin og uracil er svake baser med aminogrupper, som er en del av nukleotidene til nukleinsyrer (DNA og RNA), der informasjonen for arvelig overføring ligger.

Adenin er for eksempel en del av molekyler som ATP, det viktigste energireservoaret til levende vesener. Videre er adenin til stede i koenzymer som flavinadenyldinukleotid (FAD) og nikotinadenyldinukleotid (NAD), som er involvert i en rekke oksydreduksjonsreaksjoner.

Konjugerte baser

Følgende svake baser, eller som kan oppfylle en funksjon som sådan, er ordnet i synkende rekkefølge av grunnleggende forhold: NH ₂ > OH ^- > NH ₃ > CN ^- > CH ₃ COO ^- > F ^- > NO ₃ ^- > Cl ^- > Br ^- > I ^- > ClO ₄ ^- .

Plasseringen av de konjugerte baser av hydracidene i den gitte sekvens indikerer at jo større styrken til syren er, desto lavere er styrken til dens konjugatbase.

For eksempel er anjonen I ^- en ekstremt svak base, mens NH ₂ er den sterkeste i serien.

På den annen side kan endelig basaliteten til noen vanlige organiske baser ordnes på følgende måte: alkoxid> alifatiske aminer ≈ fenoksider> karboksylater = aromatiske aminer ≈ heterosykliske aminer.

referanser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi. (8. utg.). CENGAGE Læring.
2. Lleane Nieves M. (24. mars 2014). Syrer og baser. . Gjenopprettet fra: uprh.edu
3. Wikipedia. (2018). Svak base. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
4. Redaksjonelt team. (2018). Basekraft og grunnleggende dissosiasjonskonstant. kjemisk. Gjenopprettet fra: iquimicas.com
5. Chung P. (22. mars 2018). Svake syrer og baser. Kjemi Libretexts. Gjenopprettet fra: chem.libretexts.org