- Disociācija
- Amonjaks
- Aprēķina piemērs
- K b
- pK b
- pH
- Jonizācijas procentuālais daudzums
- Īpašības
- Piemēri
- Amīni
- Slāpekļa bāzes
- Konjugētās bāzes
- Atsauces
Par vājās bāzes ir sugas ar nelielu tendenci ziedot elektronu distancēšanās ūdens šķīdumu, vai pieņemot protonu. Prizmu, ar kuru tiek analizētas tā īpašības, regulē definīcija, kas izriet no vairāku slavenu zinātnieku pētījumiem.
Piemēram, saskaņā ar Bronsted-Lowry definīciju vāja bāze ir tā, kas ļoti atgriezeniskā (vai nulles) veidā pieņem ūdeņraža jonu H + . Ūdenī tā H 2 O molekula ir tā, kas ziedo H + apkārtējai bāzei. Ja ūdens vietā tas būtu vāji skābais HA, tad vāja bāze to diez vai varētu neitralizēt.
Avots: Midnightcomm, no Wikimedia Commons
Spēcīga bāze ne tikai neitralizē visas skābes vidē, bet arī var piedalīties citās ķīmiskās reakcijās ar nelabvēlīgām (un letālām) sekām.
Tieši šī iemesla dēļ dažas vājās bāzes, piemēram, piena magnēzijs vai fosfātu sāļu tabletes vai nātrija bikarbonāts, tiek izmantotas kā antacīdi (augšējais attēls).
Visās vājās bāzēs parasti ir elektronu pāris vai stabilizēts negatīvs lādiņš molekulai vai jonam. Tādējādi CO 3 - ir vāja bāze, salīdzinot ar OH - ; un bāze, kas rada vismazāk OH - tās disociācijā (Arrenhija definīcija) būs vājākā bāze.
Disociācija
Vāja bāze var tikt saukta par BOH vai B. Tiek teikts, ka tā tiek disociēta, ja šķidrā fāzē notiek šādas reakcijas ar abām bāzēm (lai arī tās var notikt gāzēs vai pat cietās daļās):
BOH <=> B + + OH -
B + H 2 O <=> HB + + OH -
Ņemiet vērā, ka, lai gan abi reakcijas var parādīties dažādi, viņiem ir ražošana OH - kopīgs . Turklāt abas disociācijas rada līdzsvaru, tāpēc tās ir nepilnīgas; tas ir, tikai pamata procentuālais daudzums faktiski disociējas (kas nenotiek ar spēcīgām bāzēm, piemēram, NaOH vai KOH).
Pirmā reakcija "vairāk pielīp" Arrenhius bāzu definīcijai: disociācija ūdenī, lai iegūtu jonu veidus, īpaši hidroksiljonu OH - .
Tā kā otrā reakcija atbilst Bronsted-Lowry definīcijai, jo B tiek protonēts vai pieņem H + no ūdens.
Tomēr abas reakcijas, kad tās izveido līdzsvaru, tiek uzskatītas par vājām bāzes disociācijām.
Amonjaks
Amonjaks, iespējams, ir visbiežākā vājā bāze no visiem. Tās disociāciju ūdenī var raksturot šādi:
NH 3 (aq) + H 2 O (l) <=> NH 4 + (aq) + OH - (aq)
Tāpēc NH 3 ietilpst bāzu kategorijā, kuru attēlo “B”.
Amonjaka disociācijas konstante K b tiek izteikta ar šādu izteiksmi:
K b = /
Kura 25 ° C temperatūrā ūdenī ir aptuveni 1,8 x 10 -5 . Aprēķinot tā pK b, mums ir:
pK b = - log K b
= 4,74
NH 3 disociācijā tas saņem protonu no ūdens, tāpēc Bronsted-Lowry uzskata, ka ūdeni var uzskatīt par skābi.
Sāls veidojas labajā pusē vienādojumu ir amonija hidroksīds, NH 4 OH, kurā izšķīdināta ūdenī un ir nekas vairāk nekā amonjaka ūdens šķīduma. Tieši šī iemesla dēļ Arrenhius bāzes definīcija tiek izpildīta ar amonjaku: tās izšķīdināšana ūdenī rada jonus NH 4 + un OH - .
NH 3 spēj ziedot nedalītu elektronu pāri, kas atrodas uz slāpekļa atoma; Šeit nāk Lūisa bāzes definīcija.
Aprēķina piemērs
No ūdens šķīdumu vājas bāzes metilamīna koncentrācija (CH 3 NH 2 ) ir šāds: pirms disociācijas = 0.010 M; pēc disociācijas = 0,008 M
Aprēķina K b , pK b , pH un jonizācijas procentus.
K b
Vispirms jāraksta tās disociācijas vienādojums ūdenī:
CH 3 NH 2 (aq) + H 2 O (l) <=> CH 3 NH 3 + (aq) + OH - (aq)
Sekojot K b matemātiskajai izteiksmei
K b = /
Līdzsvarā =. Šie joni nāk no disociācijas CH 3 NH 2 , tā koncentrācija šo jonu ievada ar starpību starp koncentrāciju CH 3 NH 2 pirms un pēc nošķirt.
disociēts = sākotnējais - līdzsvars
disociēts = 0,01 M - 0,008 M
= 0,002 M
Tātad = = 2 ∙ 10 -3 M
K b = (2 ∙ 10 -3 ) 2 M / (8 ∙ 10 -2 ) M
= 5 ∙ 10 -4
pK b
Aprēķinot K b , ir ļoti viegli noteikt pK b
pK b = - log Kb
pK b = - log 5 ∙ 10 -4
= 3,301
pH
Lai aprēķinātu pH, jo tas ir ūdens šķīdums, vispirms jāaprēķina pOH un jāatskaita no 14:
pH = 14 - pOH
pOH = - žurnāls
Un tā kā OH - koncentrācija ir jau zināms , tad aprēķins ir vienkāršs
pOH = -log 2 ∙ 10 -3
= 2,70
pH = 14 - 2,7
= 11,3
Jonizācijas procentuālais daudzums
Lai to aprēķinātu, ir jānosaka, cik liela daļa pamatnes ir atdalīta. Tā kā tas jau tika izdarīts iepriekšējos punktos, tiek piemērots šāds vienādojums:
(/ ° ) x 100%
Kur ° ir bāzes sākotnējā koncentrācija un tās konjugētās skābes koncentrācija. Aprēķina tad:
Jonizācijas procentuālais daudzums = (2 ∙ 10 -3 / 1 ∙ 10 -2 ) x 100%
= 20%
Īpašības
- Vājajām amīna bāzēm ir raksturīga rūgta garša, kas atrodas zivīs un tiek neitralizēta, izmantojot citronu.
-Tiem ir zema disociācijas konstante, tāpēc ūdens šķīdumā tie rada mazu jonu koncentrāciju. Šī iemesla dēļ nav labi elektrības vadītāji.
-Ūdens šķīdumā tie iegūst mērenu sārmainu pH, tāpēc tie maina lakmusa papīra krāsu no sarkanas uz zilu.
-Visbiežāk tie ir amīni (vājas organiskās bāzes).
-Dažas ir stipru skābju konjugētās bāzes.
-Vājās molekulārās bāzes satur struktūras, kas spēj reaģēt ar H + .
Piemēri
Amīni
-Metilamīns, CH 3 NH 2 , Kb = 5,0 ∙ 10 -4 , PKB = 3.30
-Dimetilamīns, (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
-Piridīna, C 5 H 5 N, Kb = 1,5 ∙ 10 -9 , PKB = 8.82
Aniline, C 6 H 5 NH 2 , Kb = 4,2 * 10 -10 , PKB = 9.32.
Slāpekļa bāzes
Slāpekļa bāzes adenīns, guanīns, timīns, citozīns un uracils ir vājas bāzes ar aminogrupām, kas ir daļa no nukleīnskābju (DNS un RNS) nukleotīdiem, kur atrodas informācija par iedzimtu pārnešanu.
Piemēram, adenīns ir daļa no molekulām, piemēram, ATP, dzīvu būtņu galvenais enerģijas rezervuārs. Turklāt adenīns atrodas tādos koenzīmos kā flavina adenildinukleotīds (FAD) un nikotīna adenildinukleotīds (NAD), kas ir iesaistīti daudzās oksīdu reducēšanas reakcijās.
Konjugētās bāzes
Šīs vājās bāzes vai, kas pašas par sevi var pildīt funkciju, ir sakārtotas samazinātā secībā pēc pamata: NH 2 > OH - > NH 3 > CN - > CH 3 COO - > F - > NO 3 - > Cl - > Br - > I - > ClO 4 - .
Hidracīdu konjugēto bāzu atrašanās dotajā secībā norāda, ka, jo lielāka ir skābes izturība, jo zemāka ir tās konjugētās bāzes izturība.
Piemēram, anjonu I - ir ļoti vāja bāze, kamēr NH 2 ir stiprākā sērijā.
No otras puses, visbeidzot, dažu parasto organisko bāzu pamatīgumu var sakārtot šādi: alkoksīds> alifātiskie amīni ≈ fenoksīdi> karboksilāti = aromātiski amīni ≈ heterocikliskie amīni.
Atsauces
- Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. (2008). Ķīmija. (8. izd.). CENGAGE mācīšanās.
- Lleane Nieves M. (2014. gada 24. marts). Skābes un bāzes. . Atgūts no: uprh.edu
- Wikipedia. (2018). Vāja bāze. Atgūts no: en.wikipedia.org
- Redakcijas komanda. (2018). Bāzes spēks un pamata disociācijas konstante. ķīmiska. Atgūts no: iquimicas.com
- Čungs P. (2018. gada 22. marts). Vājas skābes un bāzes. Ķīmija Libretexts. Atgūts no: chem.libretexts.org