Zwakke basissplitsing, eigenschappen en voorbeelden

de zwakke basissen het zijn soorten met weinig neiging om elektronen te doneren, te dissociëren in waterige oplossingen of protonen te accepteren. Het prisma waarmee de kenmerken worden geanalyseerd, wordt bepaald door de definitie die is voortgekomen uit de studies van verschillende beroemde wetenschappers.

Bijvoorbeeld, volgens de Bredsted-Lowry-definitie is een zwakke base er een die een zeer omkeerbaar (of nul) waterstofion H accepteert⁺. In water, zijn H-molecuul₂Of is degene die een H doneert⁺ naar de omliggende basis. Als in plaats van water een zwak zuur HA was, kon de zwakke base het nauwelijks neutraliseren.

Een sterke basis zou niet alleen alle zuren in de omgeving neutraliseren, maar zou ook kunnen deelnemen aan andere chemische reacties met nadelige (en dodelijke) gevolgen.

Het is om deze reden dat sommige zwakke basen, zoals melk magnesia, of tabletten van fosfaatzouten of natriumbicarbonaat, worden gebruikt als antacida (bovenste afbeelding).

Alle zwakke basen hebben gemeen de aanwezigheid van een paar elektronen of een negatieve lading gestabiliseerd in het molecuul of ion. Dus de CO₃^- het is een zwakke basis tegen OH^-; en die basis die minder OH produceert^- in zijn dissociatie (definitie van Arrenhius) zal het de zwakste basis zijn.

index

• 1 Dissociatie
  • 1.1 Ammonia
  • 1.2 Rekenvoorbeeld
• 2 Eigenschappen
• 3 voorbeelden
  • 3.1 Amines
  • 3.2 Stikstofhoudende basen
  • 3.3 Conjugated bases
• 4 Referenties

dissociatie

Een zwakke base kan worden geschreven als BOH of B. Er wordt gezegd dat het een dissociatie ondergaat wanneer de volgende reacties in vloeibare fase optreden met beide basen (hoewel het kan voorkomen in gassen of zelfs vaste stoffen):

BOH <=> B⁺ + OH^-

B + H₂O <=> HB⁺ + OH^-

Merk op dat hoewel beide reacties verschillend kunnen lijken, ze OH-productie gemeen hebben^-. Bovendien zorgen de twee dissociaties voor een evenwicht, dus ze zijn onvolledig; dat wil zeggen dat slechts een percentage van de base daadwerkelijk dissocieert (wat niet voorkomt bij sterke basen zoals NaOH of KOH).

De eerste reactie is meer "gehecht" aan de definitie van Arrenhius voor de basen: dissociatie in water om ionische soorten te geven, vooral het hydroxyl anion OH^-.

Terwijl de tweede reactie voldoet aan de definitie van Bronsted-Lowry, aangezien B protonando is of H accepteert⁺ van water.

De twee reacties, bij het vaststellen van een balans, worden echter beschouwd als dissociaties van een zwakke basis.

ammoniak

Ammonia is misschien wel de meest voorkomende zwakke basis van allemaal. De dissociatie in water kan op de volgende manier worden geschematiseerd:

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

Daarom is de NH₃ komt in de categorie van bases weergegeven met 'B'.

De dissociatieconstante van ammoniak, K_b, wordt gegeven door de volgende uitdrukking:

K_b = [NH₄⁺] [OH^-] / [NH₃]

Die bij 25 ° C in water is ongeveer 1,8 x 10^-5. Bereken dan je pK_b je hebt:

pK_b = - log K_b

= 4.74

In de dissociatie van NH₃ Dit ontvangt een proton uit water, dus het kan worden beschouwd als water als een zuur volgens Bronsted-Lowry.

Het zout aan de rechterkant van de vergelijking is ammoniumhydroxide, NH₄OH, dat wordt opgelost in water en niets anders is dan ammoniak in water. Het is om deze reden dat de definitie van Arrenhius voor een base wordt opgevangen met ammoniak: zijn oplossing in water produceert NH-ionen₄⁺ en OH^-.

Het NH₃ kan een paar elektronen doneren zonder te delen in het stikstofatoom; dit is waar de Lewis-definitie voor een base komt, [H.₃N].

Rekenvoorbeeld

De concentratie van de waterige oplossing van het zwakke basismethylamine (CH₃NH₂) is de volgende: [CH₃NH₂] voor dissociatie = 0,010 M; [CH₃NH₂] na dissociatie = 0,008 M.

Bereken K_b, pK_b, pH en percentage ionisatie.

K_b

Eerst moet de vergelijking van zijn dissociatie in water worden geschreven:

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

Volgende van de wiskundige uitdrukking van K_b 

K_b = [CH₃NH₃⁺] [OH^-] / [CH₃NH₂]

In evenwicht is voldaan aan het feit dat [CH₃NH₃⁺] = [OH^-]. Deze ionen komen van de dissociatie van CH₃NH₂, dus de concentratie van deze ionen wordt gegeven door het verschil tussen de concentratie van CH₃NH₂ voor en na dissociëren.

[CH₃NH₂]_{gedistantieerd} = [CH₃NH₂]_eerste - [CH₃NH₂]_balans

[CH₃NH₂]_{gedistantieerd} = 0,01 M - 0,008 M

= 0,002 M

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

K_b = (2 ∙ 10^-3)² M / (8 ∙ 10^-2) M

= 5 ∙ 10^-4

pK_b

Berekend K_b, Het is heel eenvoudig om pK te bepalen_b

pK_b = - log Kb

pK_b = - log 5 ∙ 10^-4

= 3,301

pH

Om de pH te berekenen, omdat het een waterige oplossing is, moet de pOH eerst worden berekend en worden afgetrokken tot 14:

pH = 14 - pOH

pOH = - log [OH^-]

En omdat de OH-concentratie al bekend is^-, de berekening is direct

pOH = -log 2 ∙ 10^-3

= 2.70

pH = 14 - 2,7

= 11.3

Ionisatie percentage

Om het te berekenen, moet worden bepaald hoeveel van de basis is gedissocieerd. Omdat dit al in de voorgaande punten was gedaan, is de volgende vergelijking van toepassing:

([CH₃NH₃⁺] / [CH₃NH₂]^°) x 100%

Waar [CH₃NH₂]^° is de beginconcentratie van de base en [CH₃NH₃⁺] de concentratie van het geconjugeerde zuur. Berekenen dan:

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

= 20%

eigenschappen

-De zwakke basen aminen hebben een karakteristieke bittere smaak, aanwezig in vis en die wordt geneutraliseerd met behulp van citroen.

-Ze hebben een lage dissociatieconstante en daarom veroorzaken ze een lage concentratie ionen in een waterige oplossing. Niet om deze reden goede geleiders van elektriciteit zijn.

-In waterige oplossing produceren ze een gemiddelde alkalische pH, dus ze veranderen de kleur van het lakmoespapier van rood in blauw.

-Het zijn meestal amines (zwakke organische basen).

-Sommige zijn de geconjugeerde basen van sterke zuren.

-De zwakke moleculaire basen bevatten structuren die in staat zijn te reageren met H⁺.

Voorbeelden

aminen

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

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

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

-Pyridine, C.₅H₅N, Kb = 1,5 ∙ 10^-9, pKb = 8,82

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

Stikstofhoudende basen

De stikstofhoudende basen adenine, guanine, thymine, cytosine en uracil zijn zwakke basen met aminogroepen, die deel uitmaken van de nucleotiden van de nucleïnezuren (DNA en RNA), waar de informatie voor erfelijke transmissie verblijft.

Adenine maakt bijvoorbeeld deel uit van moleculen zoals ATP, het belangrijkste energiereservoir van levende wezens. Bovendien is adenine aanwezig in co-enzymen zoals flavine adenyl dinucleotide (FAD) en nicotine adenyl dinucleotide (NAD), die betrokken zijn bij talrijke oxidatie-reductiereacties..

Conjugated bases

De volgende zwakke basen, of die een functie als zodanig kunnen vervullen, worden gerangschikt in afnemende orde van basiciteit: NH₂ > OH^- > NH₃ > CN^- > CH₃COO^- > F^- > NEE₃^- > Cl^- > Br^- > Ik^- > ClO₄^-.

De locatie van de conjugaatbases van de hydrociden in de gegeven sequentie geeft aan dat hoe groter de sterkte van het zuur is, des te lager de sterkte van zijn geconjugeerde base zal zijn..

Bijvoorbeeld het anion I^- het is een extreem zwakke basis, terwijl de NH₂ is de sterkste in de serie.

Anderzijds kan, om te concluderen, de basiciteit van enkele algemene organische basen als volgt worden geordend: alkoxide> alifatische aminen ≈ fenoxiden> carboxylaten = aromatische aminen ≈ heterocyclische aminen.

referenties

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie. (8e druk). CENGAGE Leren.
2. Lleane Nieves M. (24 maart 2014). Zuren en basen. [PDF]. Teruggeplaatst van: uprh.edu
3. Wikipedia. (2018). Zwakke basis. Teruggeplaatst van: en.wikipedia.org
4. Redactieteam (2018). Sterkte van een basis en basische dissociatieconstante. iquimicas. Hersteld van: iquimicas.com
5. Chung P. (22 maart 2018). Zwakke zuren en basen. Chemie Libretexts. Teruggeplaatst van: chem.libretexts.org