De svake baser de er arter med liten tendens til å donere elektroner, dissosiere seg i vandige løsninger eller akseptere protoner. Prismen som dets egenskaper analyseres med styres av definisjonen som ble vist i studiene fra flere kjente forskere.
I henhold til definisjonen Bronsted-Lowry er for eksempel en svak base en som i et veldig reversibelt (eller null) aksepterer et hydrogenion H+. I vann, dets H-molekyltoO er den som gir en H+ til basen rundt. Hvis det i stedet for vann var en svak syre-HA, så kunne den svake basen neppe nøytralisere den.
En sterk base ville ikke bare nøytralisere alle syrer i miljøet, men kunne også delta i andre kjemiske reaksjoner med ugunstige (og dødelige) konsekvenser..
Det er av denne grunn at noen svake baser, som melk magnesia, eller tabletter av fosfatsalter eller natriumbikarbonat, brukes som syrenøytraliserende midler (toppbilde).
Alle svake baser har til felles tilstedeværelse av et elektronpar eller en stabilisert negativ ladning på molekylet eller ionet. Dermed har CO3- er en svak base mot OH-; og basen som produserer mindre OH- i sin dissosiasjon (Arrenhius definisjon) vil den være den svakeste basen.
Artikkelindeks
En svak base kan skrives som BOH eller B. Det sies å gjennomgå dissosiasjon når følgende reaksjoner oppstår med begge baser i flytende fase (selv om det kan forekomme i gasser eller til og med faste stoffer):
BOH <=> B+ + Åh-
B + HtoELLER <=> HB+ + Åh-
Merk at selv om begge reaksjonene kan virke forskjellige, har de til felles produksjonen av OH-. Videre etablerer de to dissosiasjonene en likevekt, så de er ufullstendige; det vil si at bare en prosentandel av basen faktisk dissosierer (noe som ikke skjer med sterke baser som NaOH eller KOH).
Den første reaksjonen "fester" seg nærmere Arrenhius-definisjonen for baser: dissosiasjon i vann for å gi ioniske arter, spesielt hydroksylanion OH-.
Mens den andre reaksjonen adlyder Bronsted-Lowry-definisjonen, siden B blir protonert eller aksepterer H+ av vannet.
Imidlertid blir de to reaksjonene, når de etablerer en likevekt, betraktet som svake basedissosiasjoner.
Ammoniakk er kanskje den vanligste svake basen av alle. Dissosiasjonen i vann kan skisseres som følger:
NH3 (ac) + HtoO (l) <=> NH4+ (ac) + OH- (ac)
Derfor NH3 faller inn i kategorien baser representert med 'B'.
Dissosiasjonskonstanten av ammoniakk, Kb, er gitt av følgende uttrykk:
Kb = [NH4+] [ÅH-] / [NH3]
Som ved 25 ° C i vann er omtrent 1,8 x 10-5. Deretter beregner du pKb du har:
pKb = - logg Kb
= 4,74
I dissosiasjonen av NH3 Dette mottar en proton fra vann, så vann kan betraktes som en syre ifølge Bronsted-Lowry.
Saltet som dannes på høyre side av ligningen er ammoniumhydroksid, NH4OH, som er oppløst i vann og ikke er annet enn vandig ammoniakk. Det er av denne grunn at Arrenhius-definisjonen for en base er oppfylt med ammoniakk: dens oppløsning i vann produserer NH-ioner4+ og OH-.
NH3 er i stand til å donere et par ikke-delte elektroner plassert på nitrogenatomet; Det er her Lewis-definisjonen for en base kommer inn, [H3N:].
Konsentrasjonen av den vandige løsningen av den svake basen metylamin (CH3NHto) er som følger: [CH3NHto] før dissosiasjon = 0,010 M; [CH3NHto] etter dissosiasjon = 0,008 M.
Beregn Kb, pKb, pH og prosentandel av ionisering.
Først må ligningen for dens dissosiasjon i vann skrives:
CH3NHto (ac) + HtoO (l) <=> CH3NH3+ (ac) + OH- (ac)
Etter det matematiske uttrykket til Kb
Kb = [CH3NH3+] [ÅH-] / [CH3NHto]
I likevekt er det tilfreds med at [CH3NH3+] = [OH-]. Disse ionene kommer fra dissosiasjonen av CH3NHto, så konsentrasjonen av disse ionene er gitt av forskjellen mellom konsentrasjonen av CH3NHto før og etter dissosiering.
[CH3NHto]dissosiert = [CH3NHto]første - [CH3NHto]Balansere
[CH3NHto]dissosiert = 0,01 M - 0,008 M
= 0,002 M
Så, [CH3NH3+] = [OH-] = 2 ∙ 10-3 M
Kb = (2 ∙ 10-3)to M / (8 ∙ 10-to) M
= 5 ∙ 10-4
Beregnet Kb, det er veldig enkelt å bestemme pKb
pKb = - logg Kb
pKb = - logg 5 ∙ 10-4
= 3,301
For å beregne pH, siden det er en vandig løsning, må pOH først beregnes og trekkes fra 14:
pH = 14 - pOH
pOH = - logg [OH-]
Og siden konsentrasjonen av OH allerede er kjent-, beregningen er direkte
pOH = -log 2 ∙ 10-3
= 2,70
pH = 14 - 2,7
= 11,3
For å beregne det, må det bestemmes hvor mye av basen som er dissosiert. Ettersom dette allerede ble gjort i de foregående punktene, gjelder følgende ligning:
([CH3NH3+] / [CH3NHto]°) x 100%
Hvor [CH3NHto]° er den opprinnelige konsentrasjonen av basen, og [CH3NH3+konsentrasjonen av den konjugerte syren. Beregner da:
Prosent av ionisering = (2 ∙ 10-3 / 1 ∙ 10-to) x 100%
= 20%
-De svake aminbasene har en karakteristisk bitter smak, til stede i fisk og som nøytraliseres ved bruk av sitron..
-De har lav dissosiasjonskonstant, og det er derfor de forårsaker en lav ionekonsentrasjon i vandig løsning. Ikke av denne grunn gode ledere av elektrisitet.
-I vandig oppløsning har de en moderat alkalisk pH, og det er derfor de endrer fargen på lakmuspapir fra rød til blå.
-De er for det meste aminer (svake organiske baser).
-Noen er de konjugerte basene av sterke syrer.
-Molekylære svake baser inneholder strukturer som er i stand til å reagere med H+.
-Metylamin, CH3NHto, Kb = 5,0 ∙ 10-4, pKb = 3,30
-Dimetylamin, (CH3)toNH, Kb = 7,4 ∙ 10-4, pKb = 3,13
-Trimetylamin, (CH3)3N, Kb = 7,4 ∙ 10-5, pKb = 4,13
-Pyridine, C5H5N, Kb = 1,5 ∙ 10-9, pKb = 8,82
-Aniline, C6H5NHto, Kb = 4,2 ∙ 10-10, pKb = 9,32.
De nitrogenholdige basene adenin, guanin, tymin, cytosin og uracil er svake baser med aminogrupper, som er en del av nukleotidene til nukleinsyrer (DNA og RNA), der informasjonen for arvelig overføring ligger.
Adenin er for eksempel en del av molekyler som ATP, det viktigste energireservoaret til levende vesener. Videre er adenin til stede i koenzymer som flavin-adenyldinukleotid (FAD) og nikotin-adenyldinukleotid (NAD), som er involvert i mange oksidasjonsreduksjonsreaksjoner..
Følgende svake baser, eller som kan oppfylle en funksjon som sådan, er ordnet i avtagende rekkefølge av grunnleggende: NHto > OH- > NH3 > CN- > CH3COO- > F- > NEI3- > Cl- > Br- > Jeg- > ClO4-.
Plasseringen av de konjugerte basene til hydracidene i den gitte sekvensen indikerer at jo større syrefastheten er, desto lavere er styrken til dens konjugatbase..
For eksempel anionet jeg- er en ekstremt svak base, mens NHto er den sterkeste i serien.
På den annen side kan til slutt grunnleggende av noen vanlige organiske baser ordnes som følger: alkoksid> alifatiske aminer ≈ fenoksider> karboksylater = aromatiske aminer ≈ heterosykliske aminer.
Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.