Vāja pamata disociācija, īpašības un piemēri

The vājas bāzes tās ir sugas, kurām ir neliela tendence ziedot elektronus, disociēties ūdens šķīdumos vai pieņemt protonus. Prizmu, ar kuru analizē tās īpašības, nosaka definīcija, kas radusies vairāku pazīstamu zinātnieku pētījumos.

Piemēram, saskaņā ar Bronsted-Lowry definīciju vāja bāze ir tāda, kas pieņem ļoti ūdeņraža jonu H vai R⁺. Ūdens, tā H molekula₂Vai arī tas, kas ziedo H⁺ uz apkārtējo pamatni. Ja ūdens vietā bija vāja skābe HA, tad vājā bāze to tikko neitralizēja.

Spēcīga bāze ne tikai neitralizētu visas skābes vidē, bet arī varētu piedalīties citās ķīmiskās reakcijās ar negatīvām (un nāvējošām) sekām.

Šī iemesla dēļ dažus vājus pamatus, piemēram, piena magnēziju, vai fosfātu sāļu vai nātrija bikarbonāta tabletes izmanto kā antacīdus (augšējais attēls).

Visām vājām bāzēm ir kopīgs elektronu pāris vai molekulā vai jonā stabilizēts negatīvs lādiņš. Tādējādi CO₃^- tā ir vāja bāze pret OH^-; un šī bāze, kas rada mazāk OH^- tās disociācijā (Arrenhius definīcija) tā būs vājākā bāze.

Indekss

• 1 Disociācija
  • 1.1 Amonjaks
  • 1.2. Aprēķina piemērs
• 2 Rekvizīti
• 3 Piemēri
  • 3.1 Amīni
  • 3.2 Slāpekļa bāzes
  • 3.3. Konjugētas bāzes
• 4 Atsauces

Disociācija

Vāja bāze var tikt rakstīta kā BOH vai B. Tiek teikts, ka tā notiek disociācijā, kad sekojošas reakcijas šķidrā fāzē notiek ar abām bāzēm (lai gan tas var notikt gāzēs vai pat cietvielās):

BOH <=> B⁺ + OH^-

B + H₂O <=> HB⁺ + OH^-

Ņemiet vērā, ka, lai gan abas reakcijas var šķist atšķirīgas, tām ir kopīga OH produkcija^-. Turklāt abas disociācijas rada līdzsvaru, tāpēc tās ir nepilnīgas; tas ir, tikai daļa no bāzes faktiski disociē (kas nenotiek ar spēcīgām bāzēm, piemēram, NaOH vai KOH).

Pirmā reakcija ir vairāk saistīta ar Arrenhius definīciju attiecībā uz bāzēm: disociācija ūdenī, lai iegūtu jonu sugas, īpaši hidroksilanjonu OH^-.

Kaut arī otrā reakcija atbilst Bronsted-Lowry definīcijai, jo B ir protonando vai pieņem H⁺ ūdens.

Tomēr abas reakcijas, nosakot līdzsvaru, tiek uzskatītas par vājas bāzes disociācijām.

Amonjaks

Amonjaks, iespējams, ir visbiežāk sastopamā vāja bāze. Tās disociāciju ūdenī var shematizēt šādi:

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

Tāpēc NH₃ iekļūst pamatu kategorijā, kas pārstāvēta ar “B”.

Amonjaka disociācijas konstante, K_b, ir izteikts šādā izteiksmē:

K_b = [NH₄⁺] [OH^-] / [NH₃]

Kas pie 25 ° C ūdenī ir aptuveni 1,8 x 10^-5. Aprēķinot tad jūsu pK_b jums ir:

pK_b = - log K_b

= 4,74

NH disociācijā₃ Tas saņem protonu no ūdens, tāpēc to var uzskatīt par ūdeni kā skābi saskaņā ar Bronsted-Lowry.

Sāls, kas veidojas vienādojuma labajā pusē, ir amonija hidroksīds, NH₄OH, kas izšķīdina ūdenī un nav nekas cits kā amonjaka ūdens. Šī iemesla dēļ Arrenhius definīcija attiecībā uz bāzi tiek izpildīta ar amonjaku: tā izšķīdināšana ūdenī rada NH jonus.₄⁺ un OH^-.

NH₃ spēj ziedot pāri elektroniem bez slāpekļa atoma; tas ir, kur nāk Lewis definīcija bāzei, [H₃N:].

Aprēķina piemērs

Vājā bāzes metilamīna (CH₃NH₂) ir šāds: [CH₃NH₂] pirms disociācijas = 0,010 M; [CH₃NH₂] pēc disociācijas = 0,008 M.

Aprēķināt K_b, pK_b, pH un jonizācijas procentuālā daļa.

K_b

Vispirms ir jāraksta tās disociācijas vienādojums ūdenī:

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

Tālāk K matemātiskā izteiksme_b 

K_b = [CH₃NH₃⁺] [OH^-] / [CH₃NH₂]

Līdzsvarā ir izpildīts, ka [CH₃NH₃⁺] = [OH^-] Šie joni nāk no CH disociācijas₃NH₂, tāpēc šo jonu koncentrāciju nosaka atšķirība starp CH koncentrāciju₃NH₂ pirms un pēc disociācijas.

[CH₃NH₂]_nošķirtas = [CH₃NH₂]_{sākotnējais} - [CH₃NH₂]_līdzsvaru

[CH₃NH₂]_nošķirtas = 0,01 M - 0,008 M

= 0,002 M

Tad, [CH₃NH₃⁺] = [OH^-] = 2 ∙ 10^-3 M

K_b = (2 ∙ 10^-3)² M / (8 ∙ 10^-2) M

= 5 ∙ 10^-4

pK_b

Aprēķinātais K_b, PK ir ļoti viegli noteikt_b

pK_b = - log Kb

pK_b = - log 5 ∙ 10^-4

= 3,301

pH

Lai aprēķinātu pH, jo tas ir ūdens šķīdums, vispirms ir jāaprēķina pOH un jāatņem līdz 14:

pH = 14 - pOH

pOH = - log [OH^-]

Un tā kā OH koncentrācija jau ir zināma^-, aprēķins ir tiešs

pOH = -log 2 ∙ 10^-3

= 2,70

pH = 14 - 2,7

= 11,3

Jonizācijas procents

Lai to aprēķinātu, ir jānosaka, cik daudz no bāzes ir sadalīts. Tā kā tas jau bija izdarīts iepriekšējos punktos, piemēro šādu vienādojumu:

([CH₃NH₃⁺] / [CH₃NH₂]^°) x 100%

Kur [CH₃NH₂]^° ir bāzes koncentrācija, un [CH₃NH₃⁺] konjugētās skābes koncentrācija. Tad aprēķinot:

Jonizācijas procents = (2 ∙ 10^-3 / 1 ∙ 10^-2) x 100%

= 20%

Rekvizīti

-Vājās bāzes amīniem piemīt raksturīga rūgta garša, kas atrodas zivīs un ko neitralizē ar citronu.

-Tiem ir zema disociācijas konstante, tāpēc tie izraisa zemu jonu koncentrāciju ūdens šķīdumā. Šī iemesla dēļ nav labi elektrības vadītāji.

-Ūdens šķīdumā tie rada mērenu sārmu pH, tāpēc tie maina lakmusa papīra krāsu no sarkanas uz zilu.

-Tie galvenokārt ir amīni (vājas organiskās bāzes).

-Daži no tiem ir spēcīgu skābju konjugētās bāzes.

-Vājās molekulārās bāzes satur struktūras, kas spēj reaģēt ar H⁺.

Piemēri

Amīni

-Metilamīns, CH₃NH₂, Kb = 5,0 ∙ 10^-4, pKb = 3,30

-Dimetilamīns (CH₃)₂NH, Kb = 7,4 ∙ 10^-4, pKb = 3.13

-Trimetilamīns (CH₃)₃N, Kb = 7,4 ∙ 10^-5, pKb = 4.13

-Piridīns, C₅H₅N, Kb = 1,5 ∙ 10^-9, pKb = 8,82

-Anilīns, C₆H₅NH₂, Kb = 4,2 ∙ 10^-10, pKb = 9,32.

Slāpekļa bāzes

Slāpekļa bāzes adenīns, guanīns, timīns, citozīns un uracils ir vājas bāzes ar amino grupām, kas ir daļa no nukleīnskābju (DNS un RNS) nukleotīdiem, kur informācija par iedzimtu transmisiju ir.

Piemēram, adenīns ir daļa no tādām molekulām kā ATP, dzīvo būtņu galvenais enerģijas rezervāts. Turklāt adenīns ir sastopams koenzīms, piemēram, flavīna adenildinukleotīds (FAD) un nikotīna adenildinukleotīds (NAD), kas ir iesaistīti daudzās oksidācijas-reducēšanas reakcijās..

Konjugētas bāzes

Turpmāk minētās vājas bāzes, kas spēj pildīt funkcijas kā tādas, tiek sakārtotas samazinājuma secībā: NH₂ > OH^- > NH₃ > CN^- > CH₃COO^- > F^- > NĒ₃^- > Cl^- > Br^- > I^- > ClO₄^-.

Hidrogenīdu konjugēto bāzu izvietojums norādītajā secībā norāda, ka jo lielāks skābes stiprums, jo zemāks būs tā konjugāta bāzes stiprums..

Piemēram, anjonu I^- tā ir ļoti vāja bāze, bet NH₂ ir spēcīgākais sērijā.

No otras puses, jāsecina, ka dažu parasto organisko bāzu bāziskumu var sakārtot šādi: alkoksīds> alifātiskie amīni ≈ fenoksīdi> karboksilāti = aromātiskie amīni ≈ heterocikliskie amīni.

Atsauces

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Ķīmija (8. izdevums). CENGAGE Learning.
2. Lleane Nieves M. (2014. gada 24. marts). Skābes un bāzes. [PDF] Saturs iegūts no: uprh.edu
3. Vikipēdija. (2018). Vāja bāze. Saturs iegūts no: en.wikipedia.org
4. Redakcijas komanda (2018). Bāzes stiprums un pamata disociācijas konstante. iquimicas. Atgūts no: iquimicas.com
5. Chung P. (2018. gada 22. marts). Vājas skābes un bāzes. Ķīmijas libretexts. Saturs iegūts no: chem.libretexts.org