SLABÉ ZÁKLADY: DISOCIACE, VLASTNOSTI A PŘÍKLADY - CHEMIE - 2025

Tyto slabé báze jsou druhy s malým sklonem k darovat elektrony disociaci ve vodném roztoku, nebo přijímání protonů. Hranol, se kterým jsou analyzovány jeho vlastnosti, se řídí definicí vyplývající ze studií několika slavných vědců.

Například podle Bronstedovy-Lowryovy ​​definice je slabá báze ta, která přijímá vodíkový ion H ⁺ velmi reverzibilním (nebo nulovým) způsobem. Ve vodě, její H ₂ O molekuly je ta, která daruje H ⁺ na okolní základně. Pokud by to místo vody byl slabý kyselý HA, pak by slabá báze mohla stěží neutralizovat.

Zdroj: Midnightcomm z Wikimedia Commons

Silná báze by nejen neutralizovala všechny kyseliny v životním prostředí, ale mohla by se účastnit i jiných chemických reakcí s nepříznivými (a fatálními) důsledky.

Z tohoto důvodu se jako antacida používají některé slabé báze, například mléčná magnézia nebo tablety fosfátových solí nebo hydrogenuhličitan sodný (horní obrázek).

Všechny slabé báze mají společné přítomnost dvojice elektronů nebo stabilizovaného záporného náboje na molekule nebo iontu. CO ₃ ^- je tedy ve srovnání s OH ^- slabou bází; a báze, která produkuje nejméně OH ^- ve své disociaci (definice Arrenhius) bude nejslabší základnou.

Disociace

Slabá báze může být psána jako BOH nebo B. Říká se, že podléhá disociaci, když nastanou následující reakce s oběma bázemi v kapalné fázi (ačkoli se mohou vyskytovat v plynech nebo dokonce v pevných látkách):

BOH <=> B ⁺ + OH ^-

B + H ₂ O <=> HB ⁺ + OH ^-

Všimněte si, že ačkoli se obě reakce mohou zdát odlišné, mají produkci OH ^- společné. Tyto dvě disociace navíc vytvářejí rovnováhu, takže jsou neúplné; to znamená, že pouze procento báze skutečně disociuje (což se nestane se silnými bázemi, jako je NaOH nebo KOH).

První reakce „se lepí“ blíže k definici Arrenhia pro báze: disociace ve vodě za vzniku iontových druhů, zejména hydroxylového aniontu OH ^-.

Zatímco druhá reakce se řídí Bronsted-Lowryho definicí, protože B je protonován nebo přijímá H ⁺ z vody.

Avšak obě reakce, když nastanou rovnováhy, se považují za slabé disociace bází.

Amoniak

Amoniak je snad nejčastější slabou základnou ze všech. Jeho disociaci ve vodě lze nastínit následovně:

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

NH _{3 proto} spadá do kategorie bází představovaných „B“.

Amoniak Disociační konstanta, K _b, je dán následujícím výrazem:

K _b = /

Což je při 25 ° C ve vodě asi 1,8 x ^10-5. Při výpočtu jeho pK _b máme:

pK _b = - log K _b

= 4,74

V disociace NH _3, přijímá proton z vody, takže voda může být považována jako kyselina podle Bronstedovy-Lowry.

Sůl vytvořená na pravé straně rovnice je hydroxid amonný, NH ₄ OH, který se rozpustí ve vodě a není nic jiného než vodného amoniaku. Z tohoto důvodu je Arrenhiova definice báze naplněna amoniakem: jeho rozpuštěním ve vodě vznikají ionty NH ₄ ⁺ a OH ^-.

NH ₃ je schopná poskytovat dvojici odsdíleného elektronů nacházejících se na atomu dusíku; Zde přichází Lewisova definice základny.

Příklad výpočtu

Koncentrace vodného roztoku slabé báze methylaminu (CH ₃ NH ₂) je následující: Před disociační = 0,010 M; po disociaci = 0,008 M.

Vypočítat K _b, pK _b, pH a procenta ionizace.

K _b

Nejprve musí být zapsána rovnice její disociace ve vodě:

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

Po matematickém vyjádření K _b

K _b = /

V rovnováze =. Tyto ionty pocházejí z disociace CH ₃ NH ₂, tak, že koncentrace těchto iontů je dán rozdílem mezi koncentrací CH ₃ NH ₂ před a po disociace.

_disociovaný = _{počáteční} - _{rovnovážný}

_disociovaný = 0,01 M - 0,008 M

= 0,002 M

Takže = = 2 ∙ 10 ^-3 M

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

= 5 ∙ ^10-4

pK _b

Vypočítané K _b, je velmi snadné určit pK _b

pK _b = - log Kb

pK _b = - log 5 ∙ ^10-4

= 3,011

pH

Pro výpočet pH, protože se jedná o vodný roztok, musí být nejprve vypočítán a odečten pOH od 14:

pH = 14 - pOH

pOH = - log

A protože OH ^- koncentrace je již známo, výpočet je jednoduchý

pOH = -log 2 ∙ ^10-3

= 2,70

pH = 14 - 2,7

= 11,3

Procento ionizace

Pro její výpočet je třeba určit, jak velká část báze byla disociována. Protože to již bylo provedeno v předchozích bodech, platí následující rovnice:

(/ ^°) x 100%

Kde ^° je počáteční koncentrace báze a koncentrace její konjugované kyseliny. Výpočet poté:

Procentní ionizace = (2 ∙ 10 ^-3 / 1 ∙ 10 ^-2) x 100%

= 20%

Vlastnosti

- Slabé aminové báze mají charakteristickou hořkou chuť, přítomnou v rybách, která se neutralizuje pomocí citronu.

-Mají nízkou disociační konstantu, a proto způsobují nízkou koncentraci iontů ve vodném roztoku. Z tohoto důvodu nejsou dobrými vodiči elektřiny.

- Ve vodném roztoku mají střední alkalické pH, a proto mění barvu lakmusového papíru z červené na modrou.

- Většinou se jedná o aminy (slabé organické báze).

-Některé jsou konjugované báze silných kyselin.

- Slabé molekulární báze obsahují struktury schopné reagovat s H ⁺.

Příklady

Amines

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

Dimethylamin, (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 x 10 ^-10, pKb = 9,32.

Dusíkaté báze

Dusíkaté báze adenin, guanin, thymin, cytosin a uracil jsou slabé báze s aminoskupinami, které jsou součástí nukleotidů nukleových kyselin (DNA a RNA), kde jsou uloženy informace o dědičném přenosu.

Adenin je například součástí molekul, jako je ATP, hlavní energetický rezervoár živých bytostí. Kromě toho je adenin přítomen v koenzymech, jako je flavin adenyldinukleotid (FAD) a nikotin adenyldinukleotid (NAD), které se účastní četných reakcí redukujících oxidy.

Konjugované báze

Následující slabé zásady, nebo že může plnit funkci jako takové, jsou uspořádány v sestupném pořadí bazicity: NH ₂ > OH ^- > NH ₃ > CN ^- > CH ₃ COO ^- > F ^- > NO ₃ ^- > Cl ^- > Br ^- > I ^- > ClO ₄ ^-.

Umístění konjugovaných bází hydracidů v dané sekvenci naznačuje, že čím větší je síla kyseliny, tím nižší je síla její konjugované báze.

Například anion I ^- je velmi slabá báze, přičemž NH ₂ je nejsilnější v řadě.

Na druhou stranu, konečně lze zásaditost některých běžných organických bází uspořádat následujícím způsobem: alkoxid> alifatické aminy ≈ fenoxidy> karboxyláty = aromatické aminy ≈ heterocyklické aminy.

Reference

1. Whitten, Davis, Peck a Stanley. (2008). Chemie. (8. ed.). CENGAGE Učení.
2. Lleane Nieves M. (24. března 2014). Kyseliny a báze.. Obnoveno z: uprh.edu
3. Wikipedia. (2018). Slabá základna. Obnoveno z: en.wikipedia.org
4. Redakční tým. (2018). Základní síla a základní disociační konstanta. chemikálie. Obnoveno z: iquimicas.com
5. Chung P. (22. března 2018). Slabé kyseliny a zásady. Chemie Libretexts. Obnoveno z: chem.libretexts.org