Disociace slabých bází, vlastnosti a příklady

slabé základy jsou to druhy s malou tendencí darovat elektrony, disociovat ve vodných roztocích nebo přijímat protony. Hranol, s nímž jsou analyzovány jeho vlastnosti, se řídí definicí, která vznikla ze studií několika známých vědců.

Například, podle Bronsted-Lowry definice, slabá základna je jeden to přijímá velmi reverzibilní (nebo nulový) vodík ion H H \ t⁺. Ve vodě, jeho molekula H₂Nebo je ten, který daruje H⁺ do okolní základny. Pokud místo vody byla slabá kyselina HA, pak ji slabá báze mohla sotva neutralizovat.

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

Z tohoto důvodu se jako antacida používají některé slabé báze, jako je například magnézie mléka nebo tablety fosfátových solí nebo hydrogenuhličitanu sodného (horní obrázek).

Všechny slabé báze mají společnou přítomnost dvojice elektronů nebo záporného náboje stabilizovaného v molekule nebo iontu. Tak CO₃^- je to slabá báze proti OH^-; a ta báze, která produkuje méně OH^- v jeho disociaci (definice Arrenhius) to bude nejslabší základ.

Index

• 1 Disociace
  • 1.1 Amoniak
  • 1.2 Příklad výpočtu
• 2 Vlastnosti
• 3 Příklady
  • 3.1 Aminy
  • 3.2 Dusíkaté báze
  • 3.3 Konjugované báze
• 4 Odkazy

Disociace

Slabá báze může být psána jako BOH nebo B. To je říkal, že to podstoupí disociaci když následující reakce se vyskytují v kapalné fázi s oběma bázemi (ačkoli to může nastat v plynech nebo vyrovnat pevné látky): \ t

BOH <=> B⁺ + OH^-

B + H₂O <=> HB⁺ + OH^-

Všimněte si, že i když se obě reakce mohou zdát odlišné, mají společnou produkci OH^-. Navíc dvě disociace vytvářejí rovnováhu, takže jsou neúplné; to znamená, že pouze procento báze se ve skutečnosti disociuje (což se nevyskytuje se silnými bázemi, jako je NaOH nebo KOH).

První reakce je více “připojená” k definici Arrenhius pro základy: disociace ve vodě dávat iontové druhy, obzvláště hydroxy anion OH OH.^-.

Zatímco druhá reakce se řídí definicí Bronsted-Lowry, protože B je protonando nebo přijímá H⁺ vody.

Tyto dvě reakce, při stanovení rovnováhy, jsou však považovány za disociace slabé báze.

Čpavek

Čpavek je snad nejběžnějším slabým základem všech. Jeho disociace ve vodě může být schematizována následujícím způsobem:

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

Proto NH₃ vstupuje do kategorie základen reprezentovaných „B“.

Disociační konstanta amoniaku, K_b, je dán tímto výrazem:

K_b = [NH₄⁺] [OH^-] / [NH₃]

Která při 25 ° C ve vodě je přibližně 1,8 x 10^-5. Výpočet pak vaše pK_b máte:

pK_b = - log K_b

= 4,74

V disociaci NH₃ Toto přijme proton od vody, tak to může být považováno za vodu jako kyselinu podle Bronsted-Lowry.

Sůl vytvořená na pravé straně rovnice je hydroxid amonný, NH₄OH, který je rozpuštěn ve vodě a není ničím jiným než vodným amoniakem. Z tohoto důvodu se definice Arrenhia pro základnu setkává s amoniakem: jeho rozpuštění ve vodě produkuje ionty NH₄⁺ a OH^-.

NH₃ je schopen darovat pár elektronů bez sdílení umístěného v atomu dusíku; toto je kde Lewis definice pro základ přijde, [H₃N:].

Příklad výpočtu

Koncentrace vodného roztoku methylaminu slabé báze (CH₃NH₂) je následující: [CH₃NH₂] před disociací = 0,010 M; [CH₃NH₂] po disociaci = 0,008 M.

Vypočítejte K_b, pK_b, pH a procento ionizace.

K_b

Nejprve musí být napsána rovnice jeho disociace ve vodě:

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

Další matematické vyjádření K_b 

K_b = [CH₃NH₃⁺] [OH^-] / [CH₃NH₂]

V rovnováze je splněno, že [CH₃NH₃⁺] = [OH^-] Tyto ionty pocházejí z disociace CH₃NH₂, takže koncentrace těchto iontů je dána rozdílem mezi koncentrací CH₃NH₂ před a po disociaci.

[CH₃NH₂]_disociován = [CH₃NH₂]_{počáteční} - [CH₃NH₂]_rovnováhu

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

= 0,002 M

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

K_b = (2 ∙ 10^-3)² M / (8 ∙ 10^-2) M

= 5 ∙ 10^-4

pK_b

Vypočítaná K_b, Je velmi snadné určit pK_b

pK_b = - log Kb

pK_b = - log 5 ∙ 10^-4

= 3,301

pH

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

pH = 14 - pOH

pOH = - log [OH^-]

A protože koncentrace OH je již známa^-, výpočet je přímý

pOH = -log 2 ∙ 10^-3

= 2,70

pH = 14 - 2,7

= 11,3

Procento ionizace

Pro její výpočet je třeba určit, kolik základu bylo disociováno. Jak tomu bylo již v předchozích bodech, platí následující rovnice:

([CH₃NH₃⁺] / [CH₃NH₂]^°) x 100%

Kde [CH₃NH₂]^° je počáteční koncentrace báze a [CH₃NH₃⁺] koncentrace jeho konjugované kyseliny. Výpočet pak:

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

= 20%

Vlastnosti

-Slabé báze aminy mají charakteristickou hořkou chuť, přítomnou v rybách, která je neutralizována citronem.

-Mají nízkou disociační konstantu, což je důvod, proč způsobují nízkou koncentraci iontů ve vodném roztoku. Z tohoto důvodu nejsou dobré vodiče elektřiny.

-Ve vodném roztoku vytvářejí mírné alkalické pH, takže 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

Aminy

-Methylamin, CH₃NH₂, Kb = 5,0 x 10^-4, pKb = 3,30

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

-Trimethylamin, (CH₃)₃N, Kb = 7,4 ± 10^-5, pKb = 4,13

-Pyridin, C₅H₅N, Kb = 1,5 x 10^-9, pKb = 8,82

-Anilin, C₆H₅NH₂, Kb = 4,2 ∙ 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 informace pro dědičný přenos spočívají.

Adenin je například součástí molekul, jako je ATP, hlavní zdroj energie živých bytostí. Kromě toho je adenin přítomen v koenzymech, jako je flavinadenyl dinukleotid (FAD) a nikotinadenyl dinukleotid (NAD), které se podílejí na četných oxidačně redukčních reakcích.

Konjugované báze

Následující slabé základy, nebo které mohou plnit funkci jako takovou, jsou uspořádány v sestupném pořadí zásaditosti: NH₂ > OH^- > NH₃ > CN^- > CH₃COO^- > F^- > NE₃^- > Cl^- > Br^- > Já^- > ClO₄^-.

Umístění konjugovaných bází hydrocidů v dané sekvenci ukazuje, že čím větší je síla kyseliny, tím nižší bude síla její konjugované báze..

Například anion I^- je to extrémně slabá základna, zatímco NH₂ je nejsilnější v sérii.

Na druhé straně lze konstatovat, že zásaditost některých běžných organických bází může být uspořádána následujícím způsobem: alkoxid> alifatické aminy ≈ fenoxidy> karboxyláty = aromatické aminy ≈ heterocyklické aminy.

Odkazy

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