BAZELE SLABE: DISOCIERE, PROPRIETĂȚI ȘI EXEMPLE - CHIMIE - 2025

Cele baze slabe sunt specii cu tendință redusă de a dona electroni se disocieze în soluții apoase sau protoni de acceptare. Prisma cu care sunt analizate caracteristicile sale este guvernată de definiția care rezultă din studiile mai multor oameni de știință celebri.

De exemplu, conform definiției Bronsted-Lowry, o bază slabă este una care acceptă un ion de hidrogen H ⁺ într-un mod foarte reversibil (sau nul) . În apă, molecula sa H ₂ O este cea care donează un H ⁺ bazei înconjurătoare. Dacă în loc de apă ar fi un HA slab acid, atunci baza slabă ar putea să-l neutralizeze.

Sursa: Midnightcomm, de la Wikimedia Commons

O bază puternică nu numai că ar neutraliza toți acizii din mediu, dar ar putea participa și la alte reacții chimice cu consecințe adverse (și fatale).

Din acest motiv, sunt utilizate ca antiacide unele baze slabe, cum ar fi magnezia de lapte, sau săruri fosfatate sau comprimate cu bicarbonat de sodiu (imaginea de sus).

Toate bazele slabe au în comun prezența unei perechi de electroni sau a unei încărcări negative stabilizate pe moleculă sau ion. Astfel, CO ₃ ^- este o bază slabă în comparație cu OH ^- ; iar baza care produce cel mai puțin OH ^- în disocierea sa (definiția Arrenhius) va fi baza cea mai slabă.

Disociere

O bază slabă poate fi scrisă ca BOH sau B. Se spune că suferă disociere atunci când următoarele reacții apar cu ambele baze în faza lichidă (deși poate apărea în gaze sau chiar solide):

BOH <=> B ⁺ + OH ^-

B + H ₂ O <=> HB ⁺ + OH ^-

Rețineți că, deși ambele reacții pot părea diferite, acestea au producția de OH ^- în comun . Mai mult, cele două disocieri stabilesc un echilibru, deci sunt incomplete; adică doar un procent din bază se disociază (ceea ce nu se întâmplă cu baze puternice precum NaOH sau KOH).

Prima reacție „se potrivește” mai îndeaproape cu definiția Arrenhius pentru baze: disocierea în apă pentru a da specii ionice, în special hidroxil anion OH ^- .

În timp ce a doua reacție, se supune definiției Bronsted-Lowry, deoarece B este protonat sau acceptă H ⁺ din apă.

Cu toate acestea, cele două reacții, atunci când stabilesc un echilibru, sunt considerate disociații slabe ale bazelor.

Amoniac

Amoniacul este poate cea mai comună bază slabă dintre toate. Disocierea sa în apă poate fi conturată după cum urmează:

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

Prin urmare, NH ₃ se încadrează în categoria bazelor reprezentate de „B”.

Constanta de disociere a amoniacului, K _b , este dată de expresia următoare:

K _b = /

Care la 25 ° C în apă este de aproximativ 1,8 x 10 ^-5 . Calculând apoi pK-ul _b avem:

pK _b = - log K _b

= 4,74

În disocierea NH _3, primește un proton din apă, astfel încât apa poate fi considerată un acid conform Bronsted-Lowry.

Sarea formată pe partea dreaptă a ecuației este hidroxidul de amoniu, NH ₄ OH, care se dizolvă în apă și nu este altceva decât amoniac apos. Din acest motiv, definiția Arrenhius pentru o bază este îndeplinită cu amoniac: dizolvarea sa în apă produce ionii NH ₄ ⁺ și OH ^- .

NH ₃ este capabil să doneze o pereche de electroni nehariți localizați pe atomul de azot; De aici vine definiția Lewis pentru o bază.

Exemplu de calcul

Concentrația soluției apoase a metilaminei bază slabă (CH ₃ NH ₂ ) , este după cum urmează: înainte de a disociere = 0,010 M; după disociere = 0,008 M.

Se calculează K _b , pK _b , pH - ul, și procentul de ionizare.

K _b

Mai întâi trebuie scrisă ecuația disocierii sale în apă:

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

În urma expresiei matematice a lui K _b

K _b = /

În echilibru, =. Acești ioni provin din disocierea CH ₃ NH ₂ , astfel încât concentrația acestor ioni este dată de diferența dintre concentrația de CH ₃ NH ₂ , înainte și după disociindu.

_disociat = _inițial - _echilibru

_disociat = 0,01 M - 0,008 M

= 0,002 M

Deci, = = 2 ∙ 10 ⁻³ M

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

= 5 ∙ 10 ⁻⁴

pK _b

Calculat K _b , este foarte ușor de determinat pK _b

pK _b = - log Kb

pK _b = - log 5 ∙ 10 ⁻⁴

= 3.301

pH

Pentru a calcula pH-ul, deoarece este o soluție apoasă, pOH trebuie calculat și scăzut din 14:

pH = 14 - pOH

pOH = - jurnal

Și , din moment ce OH ^- concentrația este deja cunoscută , calculul este simplu

pOH = -log 2 ∙ 10 ^-3

= 2,70

pH = 14 - 2,7

= 11,3

Procentul de ionizare

Pentru a o calcula, trebuie să se determine cât de mult a fost disociată baza. Așa cum s-a făcut deja în punctele anterioare, se aplică următoarea ecuație:

(/ ^° ) x 100%

Unde ^° este concentrația inițială a bazei, iar concentrația acidului său conjugat. Calculând apoi:

Procent ionizare = (2 ∙ 10 ⁻³ / 1 ∙ 10 ^-2 ) x 100%

= 20%

Proprietăți

-Bazele slabe de amină au un gust amar caracteristic, prezent la pește și care este neutralizat cu utilizarea de lămâie.

-Au o constantă scăzută de disociere, motiv pentru care provoacă o concentrație scăzută de ioni în soluție apoasă. Nefiind, din acest motiv, buni conductori de electricitate.

-În soluție apoasă provin un pH alcalin moderat, motiv pentru care schimbă culoarea hârtiei litmus de la roșu la albastru.

-În mare parte sunt amine (baze organice slabe).

-Unele sunt bazele conjugate ale acizilor tari.

-Bazele moleculare slabe conțin structuri capabile să reacționeze cu H ⁺ .

Exemple

aminele

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

-Dimetilamină, (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

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

-Anilina, C ₆ H ₅ NH ₂ , Kb = 4,2 * 10 ^-10 , pKb = 9,32.

Bazele azotate

Bazele azotate adenina, guanina, timina, citozina și uracilul sunt baze slabe cu grupări amino, care fac parte din nucleotidele acizilor nucleici (ADN și ARN), unde există informații pentru transmiterea ereditară.

Adenina, de exemplu, face parte din molecule precum ATP, principalul rezervor de energie al ființelor vii. Mai mult, adenina este prezentă în coenzime precum flavin adenil dinucleotidă (FAD) și nicotină adenil dinucleotidă (NAD), care sunt implicate în numeroase reacții de reducere a oxidului.

Bazele conjugate

Următoarele baze slabe, sau care poate îndeplini o funcție ca atare, sunt aranjate în ordinea bazicitate descrescătoare: NH ₂ > OH ^- > NH ₃ > CN ^- > CH ₃ COO ^- > F ^- > NO ₃ ^- > Cl ^- > Br ^- > I ^- > ClO ₄ ^- .

Localizarea bazelor conjugate ale hidracidelor în secvența dată indică faptul că cu cât este mai mare rezistența acidului, cu atât este mai mică rezistența bazei sale conjugate.

De exemplu, anionul I ^- este o bază extrem de slabă, în timp ce NH ₂ este cel mai puternic din serie.

Pe de altă parte, în sfârșit, bazicitatea unor baze organice comune poate fi aranjată în felul următor: alcoxid> amine alifatice ≈ fenoxizi> carboxilați = amine aromatice ≈ amine heterociclice.

Referințe

1. Whitten, Davis, Peck și Stanley. (2008). Chimie. (Ediția a VIII-a). CENGAGE Învățare.
2. Lleane Nieves M. (24 martie 2014). Acizi și baze. . Recuperat din: uprh.edu
3. Wikipedia. (2018). Baza slabă. Recuperat de la: en.wikipedia.org
4. Echipa editorială. (2018). Forța de bază și constanta de disociere de bază. chimic. Recuperat de la: iquimicas.com
5. Chung P. (22 martie 2018). Acizi și baze slabe. Chimie Libretexts. Recuperat din: chem.libretexts.org