Zwakke basissen dissociatie, eigenschappen en voorbeelden

De zwakke bases het zijn soorten met weinig neiging elektronen af ​​te staan, te dissociëren in waterige oplossingen of protonen te accepteren. Het prisma waarmee de kenmerken ervan worden geanalyseerd, wordt beheerst door de definitie die naar voren is gekomen door de studies van verschillende beroemde wetenschappers.

Volgens de Bronsted-Lowry-definitie is een zwakke base er bijvoorbeeld een die in een zeer omkeerbare (of nul) waterstofion H accepteert⁺. In water, zijn H-molecuul_tweeO is degene die een H schenkt⁺ naar de omliggende basis. Als het in plaats van water een zwak zuur HA was, dan zou de zwakke base het nauwelijks kunnen neutraliseren.

Een sterke basis zou niet alleen alle zuren in het milieu neutraliseren, maar zou ook kunnen deelnemen aan andere chemische reacties met nadelige (en dodelijke) gevolgen..

Het is om deze reden dat sommige zwakke basen, zoals melkmagnesia, of tabletten van fosfaatzouten of natriumbicarbonaat, worden gebruikt als antacida (bovenste afbeelding).

Alle zwakke basen hebben de aanwezigheid van een elektronenpaar of een gestabiliseerde negatieve lading op het molecuul of ion gemeen. Dus de CO₃^- is een zwakke basis tegen OH^-​en de basis die minder OH produceert^- in zijn dissociatie (Arrenhius-definitie) zal het de zwakste basis zijn.

Artikel index

• 1 Dissociatie
  • 1.1 Ammoniak
  • 1.2 Rekenvoorbeeld
• 2 Eigenschappen
• 3 voorbeelden
  • 3.1 Amines
  • 3.2 Stikstofbasen
  • 3.3 Geconjugeerde basen
• 4 referenties

Dissociatie

Een zwakke base kan worden geschreven als BOH of B. Er wordt gezegd dat het dissociatie ondergaat wanneer de volgende reacties optreden met beide basen in vloeibare fase (hoewel het kan voorkomen in gassen of zelfs vaste stoffen):

BOH <=> B⁺ + Oh^-

B + H_tweeOF <=> HB⁺ + Oh^-

Merk op dat hoewel beide reacties verschillend lijken, ze de productie van OH gemeen hebben^-. Bovendien brengen de twee dissociaties een evenwicht tot stand, dus zijn ze onvolledig; dat wil zeggen, slechts een percentage van de base dissocieert daadwerkelijk (wat niet gebeurt met sterke basen zoals NaOH of KOH).

De eerste reactie 'kleeft' meer aan de Arrenhius-definitie voor basen: dissociatie in water om ionische soorten te geven, vooral het hydroxylanion OH^-.

Terwijl de tweede reactie voldoet aan de Bronsted-Lowry-definitie, omdat B wordt geprotoneerd of H accepteert⁺ van het water.

De twee reacties, wanneer ze een evenwicht tot stand brengen, worden echter beschouwd als zwakke basisdissociaties.

Ammoniak

Ammoniak is misschien wel de meest voorkomende zwakke basis van allemaal. De dissociatie ervan in water kan als volgt worden geschetst:

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

Daarom is de NH₃ valt in de categorie van bases weergegeven met 'B'.

De dissociatieconstante van ammoniak, K_b, wordt gegeven door de volgende uitdrukking:

K_b = [NH₄⁺] [OH^-] / [NH₃​

Dat is bij 25 ° C in water ongeveer 1,8 x 10^-5. Bereken vervolgens zijn pK_b jij hebt:

pK_b = - log K_b

= 4,74

Bij de dissociatie van NH₃ Dit ontvangt een proton uit water, dus water kan volgens Bronsted-Lowry als een zuur worden beschouwd.

Het zout dat aan de rechterkant van de vergelijking wordt gevormd, is ammoniumhydroxide, NH₄OH, dat is opgelost in water en niets anders is dan waterige ammoniak. Het is om deze reden dat aan de Arrenhius-definitie voor een base wordt voldaan met ammoniak: het oplossen in water produceert NH-ionen₄⁺ en OH^-.

NH₃ is in staat om een ​​paar niet-gedeelde elektronen te doneren die zich op het stikstofatoom bevinden; Dit is waar de Lewis-definitie voor een basis binnenkomt, [H₃N:].

Rekenvoorbeeld

De concentratie van de waterige oplossing van de zwakke base methylamine (CH₃NH_twee) is als volgt: [CH₃NH_twee] vóór dissociatie = 0,010 M; [CH₃NH_twee] na dissociatie = 0,008 M.

Bereken K_b, pK_b, pH en ionisatiepercentage.

K_b

Eerst moet de vergelijking van zijn dissociatie in water worden geschreven:

CH₃NH_twee (ac) + H_tweeO (l)    <=>     CH₃NH₃⁺ (ac) + OH^- (ac)

Volgens de wiskundige uitdrukking van K_b  

K_b = [CH₃NH₃⁺] [OH^-] / [CH₃NH_twee​

In evenwicht is men ervan overtuigd dat [CH₃NH₃⁺] = [OH^-​Deze ionen zijn afkomstig van de dissociatie van CH₃NH_twee, dus de concentratie van deze ionen wordt gegeven door het verschil tussen de concentratie van CH₃NH_twee voor en na het dissociëren.

[CH₃NH_twee​_{gedissocieerd} = [CH₃NH_twee​_eerste - [CH₃NH_twee​_Balans

[CH₃NH_twee​_{gedissocieerd} = 0,01 M - 0,008 M

= 0,002 M

Dus [CH₃NH₃⁺] = [OH^-] = 2 ∙ 10^-3 M.

K_b = (2 ∙ 10^-3​^twee M / (8 ∙ 10^-twee) M.

= 5 ∙ 10^-4

pK_b

Berekende K_b, pK is heel gemakkelijk te bepalen_b

pK_b = - log Kb

pK_b = - logboek 5 ∙ 10^-4

= 3,301

pH

Om de pH te berekenen, aangezien het een waterige oplossing is, moet de pOH eerst worden berekend en afgetrokken van 14:

pH = 14 - pOH

pOH = - logboek [OH^-​

En aangezien de concentratie OH al bekend is^-, de berekening is direct

pOH = -log 2 ∙ 10^-3

= 2,70

pH = 14 - 2,7

= 11,3

Percentage ionisatie

Om het te berekenen, moet worden bepaald hoeveel van de basis is gedissocieerd. Omdat dit al in de vorige punten is gedaan, is de volgende vergelijking van toepassing:

([CH₃NH₃⁺] / [CH₃NH_twee​^​) x 100%

Waar [CH₃NH_twee​^​ is de beginconcentratie van de base, en [CH₃NH₃⁺] de concentratie van het geconjugeerde zuur. Berekenen dan:

Percentage ionisatie = (2 ∙ 10^-3 / 1 ∙ 10^-twee) x 100%

= 20%

Eigendommen

-De zwakke aminebasen hebben een karakteristieke bittere smaak, aanwezig in vis en die wordt geneutraliseerd met het gebruik van citroen..

-Ze hebben een lage dissociatieconstante, waardoor ze een lage ionenconcentratie in waterige oplossing veroorzaken. Om deze reden geen goede geleiders van elektriciteit zijn.

-In waterige oplossing ontstaan ​​ze een matige alkalische pH, daarom veranderen ze de kleur van lakmoespapier van rood naar blauw.

-Het zijn meestal aminen (zwakke organische basen).

-Sommige zijn de geconjugeerde basen van sterke zuren.

-Moleculair zwakke basen bevatten structuren die kunnen reageren met H.⁺.

Voorbeelden

Amines

-Methylamine, CH₃NH_twee, Kb = 5,0 ∙ 10^-4, pKb = 3,30

-Dimethylamine, (CH₃​_tweeNH, Kb = 7,4 ∙ 10^-4, pKb = 3,13

-Trimethylamine, (CH₃​₃N, Kb = 7,4 ∙ 10^-5, pKb = 4,13

-Pyridine, C.₅H.₅N, Kb = 1,5 ∙ 10^-9, pKb = 8,82

-Aniline, C.₆H.₅NH_twee, Kb = 4,2 ∙ 10^-10, pKb = 9,32.

Stikstof basen

De stikstofhoudende basen adenine, guanine, thymine, cytosine en uracil zijn zwakke basen met aminogroepen, die deel uitmaken van de nucleotiden van nucleïnezuren (DNA en RNA), waar de informatie voor erfelijke overdracht aanwezig is.

Adenine maakt bijvoorbeeld deel uit van moleculen zoals ATP, het belangrijkste energiereservoir van levende wezens. Bovendien is adenine aanwezig in co-enzymen zoals flavine-adenyldinucleotide (FAD) en nicotine-adenyldinucleotide (NAD), die betrokken zijn bij talrijke oxidatiereductiereacties..

Geconjugeerde basen

De volgende zwakke basen, of die een functie als zodanig kunnen vervullen, zijn gerangschikt in afnemende volgorde van basiciteit: NH_twee > OH^- > NH₃ > CN^- > CH₃COO^- > F.^- > NEE₃^- > Cl^- > Br^- > Ik^- > ClO₄^-.

De locatie van de geconjugeerde basen van de hydraciden in de gegeven volgorde geeft aan dat hoe groter de sterkte van het zuur, hoe lager de sterkte van de geconjugeerde base..

Bijvoorbeeld het anion I^- is een extreem zwakke basis, terwijl NH_twee is de sterkste van de serie.

Aan de andere kant kan de basiciteit van enkele veel voorkomende organische basen als volgt worden gerangschikt: alkoxide> alifatische aminen ≈ fenoxiden> carboxylaten = aromatische aminen ≈ heterocyclische aminen.

Referenties

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie. (8e ed.). CENGAGE Leren.
2. Lleane Nieves M. (24 maart 2014). Zuren en basen. [Pdf]. Hersteld van: uprh.edu
3. Wikipedia. (2018). Zwakke basis. Hersteld van: en.wikipedia.org
4. Redactie. (2018). Basiskracht en fundamentele dissociatieconstante. chemisch. Hersteld van: iquimicas.com
5. Chung P. (22 maart 2018). Zwakke zuren en basen. Chemie Libretexts. Hersteld van: chem.libretexts.org