Słabe dysocjacje zasad, właściwości i przykłady



The słabe zasady są to gatunki o niewielkiej tendencji do oddawania elektronów, dysocjacji w roztworach wodnych lub przyjmowania protonów. Pryzmat, za pomocą którego analizowane są jego cechy, rządzi się definicją, która wynikła z badań kilku znanych naukowców.

Na przykład, zgodnie z definicją Bronsteda-Lowry'ego, słabą zasadą jest taka, która akceptuje bardzo odwracalny (lub zerowy) jon wodoru H+. W wodzie, jej cząsteczka H2Lub jest tym, który ofiarowuje H+ do otaczającej bazy. Jeśli zamiast wody był słaby kwas HA, słaba baza mogłaby go zneutralizować.

Silna zasada nie tylko neutralizowałaby wszystkie kwasy w środowisku, ale mogłaby również uczestniczyć w innych reakcjach chemicznych z negatywnymi (i śmiertelnymi) konsekwencjami.

Z tego powodu niektóre słabe zasady, takie jak magnezja mleczna lub tabletki soli fosforanowych lub wodorowęglan sodu, są stosowane jako środki zobojętniające kwas (zdjęcie na górze).

Wszystkie słabe zasady mają wspólną obecność pary elektronów lub ładunku ujemnego stabilizowanego w cząsteczce lub jonie. Tak więc CO3- jest słabą bazą przeciwko OH-; i ta baza, która wytwarza mniej OH- w swojej dysocjacji (definicja Arrenhiusa) będzie najsłabszą bazą.

Indeks

  • 1 Dysocjacja
    • 1.1 Amoniak
    • 1.2 Przykład obliczeń
  • 2 Właściwości
  • 3 Przykłady
    • 3.1 Aminy
    • 3.2 Zasady azotowe
    • 3.3 Sprzężone zasady
  • 4 odniesienia

Dysocjacja

Słabą zasadę można zapisać jako BOH lub B. Mówi się, że ulega dysocjacji, gdy następujące reakcje zachodzą w fazie ciekłej z obiema zasadami (chociaż może wystąpić w gazach lub nawet w ciałach stałych):

BOH <=> B+ + OH-

B + H2O <=> HB+ + OH-

Zauważ, że chociaż obie reakcje mogą wydawać się różne, mają wspólną produkcję OH-. Ponadto dwie dysocjacje zapewniają równowagę, więc są niekompletne; to znaczy, że tylko część zasady faktycznie dysocjuje (co nie występuje w przypadku silnych zasad, takich jak NaOH lub KOH).

Pierwsza reakcja jest bardziej „związana” z definicją Arrenhius dla zasad: dysocjacja w wodzie z wytworzeniem gatunków jonowych, zwłaszcza anionu hydroksylowego OH-.

Podczas gdy druga reakcja jest zgodna z definicją Bronsted-Lowry, ponieważ B jest protonando lub akceptuje H+ wody.

Jednak dwie reakcje podczas ustalania równowagi są uważane za dysocjacje słabej zasady.

Amoniak

Amoniak jest prawdopodobnie najczęstszą słabą bazą wszystkich. Jego dysocjację w wodzie można schematować w następujący sposób:

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

Dlatego NH3 wchodzi do kategorii baz reprezentowanych przez „B”.

Stała dysocjacji amoniaku, Kb, jest podane przez następujące wyrażenie:

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

Który w 25 ° C w wodzie wynosi około 1,8 x 10-5. Obliczanie wtedy twojego pKb masz:

pKb = - log Kb

= 4,74

W dysocjacji NH3 Otrzymuje proton z wody, więc według Bronsted-Lowry można go uznać za wodę jako kwas.

Sól utworzona po prawej stronie równania to wodorotlenek amonu, NH4OH, który rozpuszcza się w wodzie i jest niczym innym jak wodnym amoniakiem. Z tego powodu definicja Arrenhius dla zasady jest spełniana przez amoniak: jej rozpuszczanie w wodzie powoduje wytwarzanie jonów NH4+ i OH-.

NH3 jest w stanie oddać parę elektronów bez dzielenia się w atomie azotu; tu pojawia się definicja Lewisa dla bazy [H3N:].

Przykład obliczeń

Stężenie wodnego roztworu słabej zasady metyloaminy (CH3NH2) jest następujące: [CH3NH2] przed dysocjacją = 0,010 M; [CH3NH2] po dysocjacji = 0,008 M.

Oblicz Kb, pKb, pH i procent jonizacji.

Kb

Najpierw należy zapisać równanie jego dysocjacji w wodzie:

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

Następny z matematycznego wyrażenia Kb 

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

W równowadze jest spełnione, że [CH3NH3+] = [OH-] Jony te pochodzą z dysocjacji CH3NH2, tak więc stężenie tych jonów wynika z różnicy między stężeniem CH3NH2 przed i po dysocjacji.

[CH3NH2]zdysocjowany = [CH3NH2]początkowy - [CH3NH2]równowaga

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

= 0,002 M

Następnie [CH3NH3+] = [OH-] = 2 ∙ 10-3 M

Kb = (2 ∙ 10-3)2 M / (8 ∙ 10-2) M

= 5 ∙ 10-4

pKb

Obliczony Kb, Bardzo łatwo jest określić pKb

pKb = - log Kb

pKb = - log 5 ∙ 10-4

= 3,301

pH

Aby obliczyć pH, ponieważ jest to roztwór wodny, należy najpierw obliczyć pOH i odjąć go do 14:

pH = 14 - pOH

pOH = - log [OH-]

A ponieważ stężenie OH jest już znane-, obliczenia są bezpośrednie

pOH = -log 2 ∙ 10-3

= 2,70

pH = 14 - 2,7

= 11,3

Procent jonizacji

Aby to obliczyć, należy określić, jaka część bazy została zdysocjowana. Ponieważ zostało to już zrobione w poprzednich punktach, stosuje się następujące równanie:

([CH3NH3+] / [CH3NH2]°) x 100%

Gdzie [CH3NH2]° jest początkową koncentracją bazy i [CH3NH3+] stężenie jego sprzężonego kwasu. Obliczanie wtedy:

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

= 20%

Właściwości

-Słabe zasady aminy mają charakterystyczny gorzki smak, obecny w rybach i neutralizowany przy użyciu cytryny.

-Mają niską stałą dysocjacji, dlatego powodują niskie stężenie jonów w roztworze wodnym. Nie będąc z tego powodu dobrymi przewodnikami elektryczności.

-W roztworze wodnym wytwarzają umiarkowane alkaliczne pH, więc zmieniają kolor papieru lakmusowego z czerwonego na niebieski.

-Są to głównie aminy (słabe zasady organiczne).

-Niektóre są sprzężonymi zasadami silnych kwasów.

-Słabe zasady molekularne zawierają struktury zdolne do reagowania z H+.

Przykłady

Aminy

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

-Dimetyloamina, (CH3)2NH, Kb = 7,4 ∙ 10-4, pKb = 3,13

-Trimetyloamina, (CH3)3N, Kb = 7,4 ∙ 10-5, pKb = 4,13

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

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

Zasady azotowe

Zasady azotowe, adenina, guanina, tymina, cytozyna i uracyl są słabymi zasadami z grupami aminowymi, które są częścią nukleotydów kwasów nukleinowych (DNA i RNA), gdzie znajdują się informacje dla dziedzicznej transmisji.

Adenina, na przykład, jest częścią molekuł, takich jak ATP, główny rezerwuar energii żywych istot. Ponadto adenina jest obecna w koenzymach, takich jak dinukleotyd adenylowy flawiny (FAD) i dinukleotyd adenylowy nikotyny (NAD), które biorą udział w licznych reakcjach utleniania-redukcji.

Sprzężone zasady

Następujące słabe zasady lub takie, które mogą pełnić funkcję jako taką, są uporządkowane w kolejności malejącej zasadowości: NH2 > OH- > NH3 > CN- > CH3COO- > F- > NIE3- > Cl- > Br- > Ja- > ClO4-.

Lokalizacja sprzężonych zasad hydrocydów w danej sekwencji wskazuje, że im większa siła kwasu, tym niższa będzie siła jego bazy sprzężonej..

Na przykład anion I- jest to bardzo słaba baza, podczas gdy NH2 jest najsilniejszy w serii.

Z drugiej strony, do konkluzji, zasadowość niektórych wspólnych zasad organicznych można uporządkować w następujący sposób: alkoholan> aminy alifatyczne ≈ fenoksydy> karboksylany = aminy aromatyczne ≈ aminy heterocykliczne.

Referencje

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemia (8 wyd.). CENGAGE Learning.
  2. Lleane Nieves M. (24 marca 2014 r.). Kwasy i zasady. [PDF] Źródło: uprh.edu
  3. Wikipedia. (2018). Słaba baza. Źródło: en.wikipedia.org
  4. Zespół redakcyjny (2018). Siła bazy i stała stałej dysocjacji. iquimicas. Odzyskany z: iquimicas.com
  5. Chung P. (22 marca 2018 r.). Słabe kwasy i zasady. Chemia Libretexts. Źródło: chem.libretexts.org