Дисоцијација слабих база, својства и примјери

Тхе слабе базе оне су врсте са мало тенденције да донирају електроне, дисоцирају се у воденим растворима или прихватају протоне. Призма са којом се анализирају њене карактеристике одређена је дефиницијом која је произашла из студија неколико познатих научника.

На пример, према дефиницији Бронстед-Ловри, слаба база је она која прихвата веома реверзибилан (или нулти) водоник-јон Х⁺. У води, његова Х молекула₂Или је онај који дарује Х⁺ до околне базе. Ако је уместо воде слаба киселина ХА, онда слаба база једва може да је неутралише.

Снажна база не само да би неутрализовала све киселине у животној средини, већ би могла да учествује иу другим хемијским реакцијама са неповољним (и смртоносним) последицама..

Због тога се неке слабе базе, као што су млечна магнезијум, или таблете фосфатних соли или натријум бикарбоната, користе као антациди (топ имаге).

Све слабе базе имају заједничко присуство пара електрона или негативног набоја стабилизованог у молекулу или иону. Дакле, ЦО₃^- то је слаба база у односу на ОХ^-; и она база која производи мање ОХ^- у својој дисоцијацији (дефиниција Арренхиуса) биће најслабија база.

Индек

• 1 Диссоциатион
  • 1.1 Амонијак
  • 1.2 Пример израчунавања
• 2 Својства
• 3 Примери
  • 3.1 Амини
  • 3.2 Азотне базе
  • 3.3 Коњуговане базе
• 4 Референце

Дисоцијација

Слаба база може бити написана као БОХ или Б. Речено је да се подвргава дисоцијацији када се слиједеће реакције одвијају у текућој фази с обје базе (иако се може појавити у плиновима или чак у чврстим тварима):

БОХ <=> Б⁺ + ОХ^-

Б + Х₂О <=> ХБ⁺ + ОХ^-

Имајте на уму да иако се обе реакције могу чинити другачијима, имају заједничку производњу ОХ^-. Поред тога, две дисоцијације успостављају равнотежу, тако да су непотпуне; то јест, само проценат базе стварно дисоцира (што се не дешава са јаким базама као што је НаОХ или КОХ).

Прва реакција је више "припојена" дефиницији Арренхиус за базе: дисоцијација у води да би се добиле јонске врсте, посебно хидроксил анион ОХ^-.

Док се друга реакција поклапа са дефиницијом Бронстед-Ловри, пошто је Б протонандо или прихвата Х⁺ воде.

Међутим, ове две реакције, када се успоставља равнотежа, сматрају се дисоцијацијом слабе базе.

Амонијак

Амонијак је можда најчешћа слаба база. Његова дисоцијација у води се може схематизовати на следећи начин:

НХ₃ (ац) + Х₂О (л)   <=>   НХ₄⁺ (ац) + ОХ^- (ац)

Према томе, НХ₃ улази у категорију база представљених са "Б".

Константа дисоцијације амонијака, К_б, даје се следећим изразом:

К_б = [НХ₄⁺[ОХ^-] / [НХ₃]

Који је на 25 ° Ц у води приближно 1,8 к 10^-5. Израчунава онда ваш пК_б имате:

пК_б = - лог К_б

= 4.74

У дисоцијацији НХ₃ Ово добија протон из воде, тако да се може сматрати водом као киселина према Бронстед-Ловрију.

Со настала на десној страни једначине је амонијум хидроксид, НХ₄ОХ, који је растворен у води и није ништа друго до водени амонијак. Из тог разлога је дефиниција Арренхиуса за базу задовољена амонијаком: његово растварање у води производи НХ јоне₄⁺ и ОХ^-.

Тхе НХ₃ је у стању да донира пар електрона без дељења који се налази у атому азота; ту је Левисова дефиниција за базу, [Х₃Н:].

Пример израчунавања

Концентрација воденог раствора слабе базе метиламина (ЦХ₃НХ₂) је следеће: [ЦХ₃НХ₂] пре дисоцијације = 0.010 М; [ЦХ₃НХ₂] након дисоцијације = 0.008 М.

Израчунај К_б, пК_б, пХ и проценат јонизације.

К_б

Прво треба написати једначину њене дисоцијације у води:

ЦХ₃НХ₂ (ац) + Х₂О (л)    <=>     ЦХ₃НХ₃⁺ (ац) + ОХ^- (ац)

Следеће од математичког израза К_б 

К_б = [ЦХ₃НХ₃⁺[ОХ^-] / [ЦХ₃НХ₂]

У равнотежи је испуњено [ЦХ₃НХ₃⁺] = [ОХ^-] Ови јони долазе из дисоцијације ЦХ₃НХ₂, тако да је концентрација ових јона дата као разлика између концентрације ЦХ₃НХ₂ пре и после раздвајања.

[ЦХ₃НХ₂]_{дисоцатед} = [ЦХ₃НХ₂]_{почетно} - [ЦХ₃НХ₂]_баланс

[ЦХ₃НХ₂]_{дисоцатед} = 0.01 М - 0.008 М

= 0.002 М

Затим, [ЦХ₃НХ₃⁺] = [ОХ^-] = 2. 10^-3 М

К_б = (2. 10^-3)² М / (8. 10^-2) М

= 5. 10^-4

пК_б

Израчунато К_б, Врло је лако одредити пК_б

пК_б = - лог Кб

пК_б = - лог 5. 10^-4

= 3,301

пХ

Да би се израчунао пХ, пошто је то водени раствор, прво се мора израчунати пОХ и одузети на 14:

пХ = 14 - пОХ

пОХ = - лог [ОХ^-]

И како је концентрација ОХ већ позната^-, израчун је директан

пОХ = -лог 2. 10^-3

= 2.70

пХ = 14 - 2.7

= 11.3

Проценат јонизације

Да би се то израчунало, мора се одредити колико је база раздвојена. Како је то већ учињено у претходним тачкама, примењује се следећа једначина:

([ЦХ₃НХ₃⁺] / [ЦХ₃НХ₂]^°) к 100%

Где [ЦХ₃НХ₂]^° је почетна концентрација базе и [ЦХ₃НХ₃⁺концентрација коњуговане киселине. Израчунавање тада:

Проценат јонизације = (2. 10^-3 / 1. 10^-2) к 100%

= 20%

Пропертиес

-Слабе базе амина имају карактеристичан горак укус, присутан у рибама и који се неутралише употребом лимуна.

-Они имају ниску константу дисоцијације, због чега узрокују ниску концентрацију јона у воденом раствору. Због тога нису добри проводници струје.

-У воденом раствору производе умјерени алкални пХ, тако да мијењају боју лакмус папира од црвене до плаве.

-Углавном су амини (слабе органске базе).

-Неке су коњуговане базе јаких киселина.

-Слабе молекуларне базе садрже структуре способне да реагују са Х⁺.

Примери

Аминес

-Метиламин, ЦХ₃НХ₂, Кб = 5.0. 10^-4, пКб = 3.30

-Диметиламин, (ЦХ₃)₂НХ, Кб = 7,4. 10^-4, пКб = 3.13

-Триметиламин, (ЦХ₃)₃Н, Кб = 7,4. 10^-5, пКб = 4.13

-Пиридине, Ц₅Х₅Н, Кб = 1,5. 10^-9, пКб = 8,82

-Анилин, Ц₆Х₅НХ₂, Кб = 4,2. 10^-10, пКб = 9.32.

Азотне базе

Азотне базе аденин, гванин, тимин, цитозин и урацил су слабе базе са амино групама, које су део нуклеотида нуклеинских киселина (ДНК и РНК), где се налази информација за наследну трансмисију..

Аденин је, на пример, део молекула као што је АТП, главни резервоар енергије живих бића. Поред тога, аденин је присутан у коензимима као што су флавин аденил динуклеотид (ФАД) и никотин аденил динуклеотид (НАД), који су укључени у бројне реакције оксидације и редукције..

Коњуговане базе

Следеће слабе основе, или које могу да испуне функцију као такву, су поређане у редоследу опадања базичности: НХ₂ > ОХ^- > НХ₃ > ЦН^- > ЦХ₃ЦОО^- > Ф^- > НО₃^- > Цл^- > Бр^- > И^- > ЦлО₄^-.

Положај коњугираних база хидрокида у датој секвенци указује да што је већа снага киселине, нижа ће бити снага њене коњугиране базе..

На пример, анион И^- то је изузетно слаба база, док је НХ₂ је најјачи у серији.

С друге стране, да би закључили, базичност неких уобичајених органских база може се наручити на следећи начин: алкоксид> алифатични амини ≈ феноксиди> карбоксилати = ароматски амини ≈ хетероциклични амини.

Референце

1. Вхиттен, Давис, Пецк & Станлеи. (2008). Цхемистри (8. изд.). ЦЕНГАГЕ Леарнинг.
2. Ллеане Ниевес М. (24. март 2014). Киселине и базе. [ПДФ] Добављено из: упрх.еду
3. Википедиа. (2018). Слаба база. Преузето са: ен.википедиа.орг
4. Уреднички тим (2018). Чврстоћа базе и основне константе дисоцијације. икуимицас. Опорављено од: икуимицас.цом
5. Цхунг П. (22. март 2018). Слабе киселине и базе. Цхемистри Либретектс. Преузето са: цхем.либретектс.орг