SŁABE ZASADY: DYSOCJACJA, WŁAŚCIWOŚCI I PRZYKŁADY - CHEMIA - 2026

Do słabych zasad są gatunki o małej skłonności do oddawania elektronów dysocjują w roztworach wodnych, lub przyjmowania protonów. Pryzmat, za pomocą którego analizuje się jego cechy, rządzi się definicją wynikającą z badań kilku znanych naukowców.

Na przykład, zgodnie z definicją Bronsteda-Lowry'ego, słaba zasada to taka, która przyjmuje jon wodorowy H ⁺ w bardzo odwracalny (lub zerowy) sposób . W wodzie jego cząsteczka H ₂ O jest tą, która przekazuje H ⁺ do otaczającej zasady. Gdyby zamiast wody był to słaby kwasowy kwas hialuronowy, słaba zasada z trudem mogłaby go zneutralizować.

Źródło: Midnightcomm, z Wikimedia Commons

Mocna zasada nie tylko zneutralizowałaby wszystkie kwasy w środowisku, ale mogłaby także uczestniczyć w innych reakcjach chemicznych o niekorzystnych (i śmiertelnych) konsekwencjach.

Z tego powodu niektóre słabe zasady, takie jak magnezja mleczna, tabletki soli fosforanowych lub wodorowęglan sodu, są używane jako środki zobojętniające kwas (górne zdjęcie).

Wspólną cechą wszystkich słabych zasad jest obecność pary elektronów lub stabilizowanego ujemnego ładunku cząsteczki lub jonu. Zatem CO ₃ ^- jest słabą zasadą w porównaniu z OH ^- ; a zasada, która wytwarza najmniej OH ^- w swojej dysocjacji (definicja Arrenhiusa) będzie najsłabszą zasadą.

Dysocjacja

Słaba zasada może być zapisana jako BOH lub B. Mówi się, że ulega dysocjacji, gdy następujące reakcje zachodzą z obiema zasadami w fazie ciekłej (chociaż może to zachodzić w gazach lub nawet ciałach stałych):

BOH <=> B ⁺ + OH ^-

B + H ₂ O <=> HB ⁺ + OH ^-

Należy zauważyć, że chociaż mogą wyglądać inaczej obie reakcje, mają produkcję OH ^- wspólną . Ponadto te dwie dysocjacje ustanawiają równowagę, więc są niekompletne; to znaczy, tylko procent zasady faktycznie dysocjuje (co nie ma miejsca w przypadku silnych zasad, takich jak NaOH lub KOH).

Pierwsza reakcja „przylega” ściślej do definicji Arrenhiusa dla zasad: dysocjacja w wodzie z wytworzeniem form jonowych, zwłaszcza anionu hydroksylowego OH ^- .

Natomiast druga reakcja jest zgodna z definicją Bronsteda-Lowry'ego, ponieważ B jest protonowany lub przyjmuje H ⁺ z wody.

Jednak te dwie reakcje, gdy ustalają równowagę, są uważane za dysocjacje słabych zasad.

Amoniak

Amoniak jest prawdopodobnie najpowszechniejszą słabą zasadą ze wszystkich. Jego dysocjację w wodzie można przedstawić w następujący sposób:

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

W związku z tym NH ₃ należy do kategorii zasad reprezentowanych przez „B”.

Stałą dysocjacji amoniaku, K _b , wyraża się następującym wyrażeniem:

K _b = /

Która w temperaturze 25 ° C w wodzie wynosi około 1,8 x ^10-5 . Obliczając wtedy jego pK _b otrzymujemy:

pK _b = - log K _b

= 4,74

Podczas dysocjacji NH ₃ otrzymuje proton z wody, więc według Bronsteda-Lowry'ego wodę można uznać za kwas.

Sól utworzona po prawej stronie równania to wodorotlenek amonu, NH ₄ OH, który jest rozpuszczony w wodzie i jest niczym innym jak wodnym amoniakiem. Z tego powodu definicja Arrenhiusa dla zasady jest spełniona w przypadku amoniaku: jego rozpuszczenie w wodzie powoduje powstanie jonów NH ₄ ⁺ i OH ^- .

NH ₃ jest w stanie przekazać parę niedzielonych elektronów znajdujących się na atomie azotu; W tym miejscu pojawia się definicja Lewisa dla bazy.

Przykład obliczenia

Stężenie wodnego roztworu słabej zasady metyloaminy (CH ₃ NH ₂ ) przedstawia się następująco: przed rozłączeniem = 0,010 M; po dysocjacji = 0,008 M.

Oblicz K _b , pK _b , pH i procent jonizacji.

K _b

Najpierw należy zapisać równanie jego dysocjacji w wodzie:

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

Zgodnie z matematycznym wyrażeniem K _b

K _b = /

W równowadze =. Jony te pochodzą z dysocjacji CH ₃ NH ₂ , więc stężenie tych jonów wynika z różnicy między stężeniem CH ₃ NH ₂ przed i po dysocjacji.

_zdysocjowany = _początkowa - _równowaga

_zdysocjowane = 0,01 M - 0,008 M

= 0,002 M

Więc = = 2 ∙ ^10-3 M

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

= 5 ∙ ^10-4

pK _b

Obliczone K _b , bardzo łatwo jest określić pK _b

pK _b = - log Kb

pK _b = - log 5 ∙ ^10-4

= 3,301

pH

Aby obliczyć pH, ponieważ jest to roztwór wodny, należy najpierw obliczyć pOH i odjąć od 14:

pH = 14 - pOH

pOH = - log

A ponieważ OH ^- koncentracja jest już znany , obliczenie jest proste

pOH = -log 2 ∙ ^10-3

= 2,70

pH = 14 - 2,7

= 11,3

Procent jonizacji

Aby to obliczyć, należy określić, jaka część zasady została zdysocjowana. Ponieważ zostało to już zrobione w poprzednich punktach, obowiązuje następujące równanie:

(/ ^° ) x 100%

Gdzie ^° jest początkowym stężeniem zasady i stężeniem jej sprzężonego kwasu. Obliczam wtedy:

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

= 20%

Nieruchomości

-Słabe zasady aminowe mają charakterystyczny gorzki smak, obecny w rybach, który jest neutralizowany cytryną.

-Mają niską stałą dysocjacji, dlatego powodują niskie stężenie jonów w roztworze wodnym. Nie jest z tego powodu dobrymi przewodnikami elektryczności.

-W roztworze wodnym mają umiarkowanie zasadowe pH, dlatego zmieniają kolor papierka lakmusowego z czerwonego na niebieski.

-W większości są to aminy (słabe zasady organiczne).

-Niektóre są koniugatami zasad mocnych kwasów.

-Słabe zasady molekularne zawierają struktury zdolne do reagowania z H ⁺ .

Przykłady

Aminy

Metyloamina, CH ₃ NH ₂ , KB = 5,0 ∙ 10 ^-4 , pKb = 3,30

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

-Trimetyloamina, (CH ₃ ) ₃ N, Kb = 7,4 ∙ ^10-5 , pKb = 4,13

-Pirydyna, 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.

Zasady azotowe

Zasady azotowe adenina, guanina, tymina, cytozyna i uracyl to słabe zasady z grupami aminowymi, które są częścią nukleotydów kwasów nukleinowych (DNA i RNA), w których znajduje się informacja o dziedzicznej transmisji.

Na przykład adenina jest częścią cząsteczek, takich jak ATP, główny rezerwuar energii istot żywych. Ponadto adenina jest obecna w koenzymach, takich jak dinukleotyd flawinoadenylowy (FAD) i dinukleotyd nikotyno-adenylowy (NAD), które są zaangażowane w liczne reakcje redukcji tlenków.

Zasady koniugatu

Następujące słabe zasady lub takie, które mogą pełnić funkcję jako takie, są uporządkowane według malejącej zasadowości: NH ₂ > OH ^- > NH ₃ > CN ^- > CH ₃ COO ^- > F ^- > NO ₃ ^- > Cl ^- > Br ^- > I ^- > ClO ₄ ^- .

Umiejscowienie sprzężonych zasad w węglowodorach w podanej kolejności wskazuje, że im większa moc kwasu, tym mniejsza siła jego sprzężonej zasady.

Na przykład anion I ^- jest niezwykle słabą zasadą, podczas gdy NH ₂ jest najsilniejszym z serii.

Z drugiej strony, na koniec, zasadowość niektórych powszechnych zasad organicznych można uporządkować w następujący sposób: alkoholany> aminy alifatyczne ≈ fenotlenki> karboksylany = aminy aromatyczne ≈ aminy heterocykliczne.

Bibliografia

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemia. (8th ed.). CENGAGE Learning.
2. Lleane Nieves M. (24 marca 2014). Kwasy i zasady. . Odzyskany z: uprh.edu
3. Wikipedia. (2018). Słaba podstawa. Odzyskane z: en.wikipedia.org
4. Zespół redakcyjny. (2018). Podstawowa siła i podstawowa stała dysocjacji. chemiczny. Odzyskany z: iquimicas.com
5. Chung P. (22 marca 2018). Słabe kwasy i zasady. Chemia Libretexts. Odzyskane z: chem.libretexts.org