Basi deboli

Un cucchiaio di latte di magnesia, una base debole. Con licenza

Quali sono le basi deboli?

IL basi deboli Sono specie che non si dissociano completamente quando si dissolvono in acqua, hanno poca tendenza a donare elettroni o accettare protoni. Il prisma con cui vengono analizzate le sue caratteristiche è governato dalla definizione derivante dagli studi di diversi scienziati famosi.

Ad esempio, secondo la definizione di lowry bronsted, una base debole è quella che accetta in modo molto reversibile (o null) uno ione idrogeno H⁺. In acqua, la sua molecola H₂O è quella che dona un H⁺ alla base circostante. Se al posto dell'acqua fosse un acido debole, allora la base debole poteva a malapena neutralizzarla.

Una base forte non solo neutralizzerebbe tutti gli acidi nell'ambiente, ma potrebbero anche partecipare ad altre reazioni chimiche con conseguenze avverse (e mortali).

È per questo motivo che alcune basi deboli, come il latte di magnesia, o sali di fosfato compresso o bicarbonato di sodio, sono usate come antiacidi.

Tutte le basi deboli hanno in comune la presenza di una coppia di elettroni o un carico negativo stabilizzato nella molecola o nella ione. Quindi, il CO₃^- È una base debole contro oh^-, E quella base che produce meno oh^- Nella sua dissociazione (definizione di Arrenhius) sarà la base più debole.

Proprietà di basi deboli

• Le basi di ammina deboli hanno un gusto amaro caratteristico, presente nei pesci e neutralizzata con l'uso del limone.
• Hanno una costante di bassa dissociazione, quindi hanno origine una bassa concentrazione di ioni in soluzione acquosa. Per questo motivo, non sono buoni conduttori di elettricità.
• In soluzione acquosa hanno origine un pH alcalino moderato, quindi cambiano il colore della carta a germogli rossa a blu.
• Sono principalmente ammina (basi deboli organiche).
• Alcuni sono le basi coniugate di acidi forti.
• Le basi deboli molecolari contengono strutture in grado di reagire con h⁺.

Dissociazione

Una base debole può essere scritta come boh o b. Si dice che subisca una dissociazione quando si verificano le seguenti reazioni in fase liquida con entrambe le basi (sebbene possa verificarsi in gas o persino solido):

Può servirti: Boyle Law

Boh b⁺ + OH^-

B + H₂O HB⁺ + OH^-

Si noti che sebbene entrambe le reazioni possano sembrare diverse, hanno in comune la produzione di OH^-. Inoltre, le due dissociazioni stabiliscono un equilibrio, quindi sono incomplete, cioè solo una percentuale della base si dissocia davvero (che non si verifica con basi forti come NaOH o KOH).

La prima reazione è "attaccata" alla definizione di Arrenhius per le basi: dissociazione in acqua per dare specie ioniche, in particolare l'anione dell'idrossile OH^-.

Mentre la seconda reazione, obbedisce alla definizione di lowry bronsted, poiché B è essere protone o accetta h⁺ dell'acqua.

Tuttavia, alle due reazioni, quando stabiliscono un equilibrio, sono considerati dissociazioni di una base debole.

Ammoniaca

L'ammoniaca è forse la base debole più comune di tutti. La sua dissociazione in acqua può schematizzare come segue:

NH₃ (AC) +H₂O (L) NH₄⁺ (AC) +OH^- (AC)

Pertanto, il NH₃ Immettere la categoria delle basi rappresentate con 'B'.

La costante di dissociazione dell'ammoniaca, k_B, È dato dalla seguente espressione:

K_B = [NH₄⁺] [OH^-] / [NH₃"

Che a 25 ° C in acqua è di circa 1,8 x 10^-5. Quindi calcolando il tuo PK_B Hai:

Pk_B = - log k_B

= 4.74

Nella dissociazione di NH₃ Questo riceve un protone dall'acqua, quindi può essere considerato in acqua come un acido secondo la lowry brnsted.

Il sale formato sul lato destro dell'equazione è idrossido di ammonio, NH₄Oh, che è sciolto in acqua e non è altro che Ammoniaca acquosa. È per questo motivo che la definizione di Arrenhius per una base è soddisfatta con ammoniaca: la sua dissoluzione dell'acqua produce gli ioni NH₄⁺ e oh^-.

Il NH₃ È in grado di donare un paio di elettroni senza condividere situati nell'atomo di azoto. È qui che la definizione di Lewis entra in una base [h₃N:].

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Esempio di calcolo

La concentrazione della soluzione acquosa della debole base di metilammina (CH₃NH₂) è il seguente: [CH₃NH₂] prima della dissociazione = 0,010 m; [Ch₃NH₂] Dopo la dissociazione = 0,008 m.

Calcola k_B, Pk_B, PH e percentuale di ionizzazione.

K_B

Innanzitutto, l'equazione della tua dissociazione in acqua deve essere scritta:

Cap₃NH₂ (AC) +H₂O (L) CH₃NH₃⁺ (AC) +OH^- (AC)

Quindi dell'espressione matematica di K_B  

K_B = [Ch₃NH₃⁺] [OH^-] / [Cho₃NH₂"

In equilibrio è vero che [CH₃NH₃⁺] = [Oh^-". Questi ioni provengono dalla dissociazione di CH₃NH₂, Quindi la concentrazione di questi ioni è data dalla differenza tra la concentrazione di CH₃NH₂ prima e dopo il dissociazione.

[Ch₃NH₂"_dissociato = [Ch₃NH₂"_iniziale - [Ch₃NH₂"_bilancia

[Ch₃NH₂"_dissociato = 0,01 m - 0,008 m

= 0,002 m

Quindi [Cho₃NH₃⁺] = [Oh^-] = 2 ∙ 10^-3 M

K_B = (2 ∙ 10^-3)² M / (8 ∙ 10^-2) M

= 5 ∙ 10^-4

Pk_B

Calcolato k_B, È molto facile determinare PK_B

Pk_B = - log kb

Pk_B = - log 5 ∙ 10^-4

= 3.301

ph

Per calcolare il pH, poiché è una soluzione acquosa, il POH deve essere calcolato per primo e sottrarre a 14:

ph = 14 - poh

poh = - log [oh^-"

E come la concentrazione di OH è già nota^-, Il calcolo è diretto:

Poh = -log 2 ∙ 10^-3

= 2.70

ph = 14 - 2,7

= 11.3

Percentuale di ionizzazione

Per calcolarlo, si deve determinare quanto la base è stata dissociata. Poiché ciò era già stato fatto nei punti precedenti, viene applicata la seguente equazione:

([Ch₃NH₃⁺] / [Cho₃NH₂"^°) X 100%

Dove [ch₃NH₂"^° È la concentrazione iniziale della base e [CH₃NH₃⁺] La concentrazione del suo acido coniugato. Calcolo allora:

Percentuale di ionizzazione = (2 ∙ 10^-3 / 1 ∙ 10^-2) X 100%

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= 20%

Esempi di basi deboli

Ammine

• Metilamina, cap₃NH₂, KB = 5,0 ∙ 10^-4, PKB = 3.30
• Dimetilammina (ch₃)₂NH, KB = 7,4 ∙ 10^-4, PKB = 3.13
• Trimetilammina (ch₃)₃N, KB = 7,4 ∙ 10^-5, PKB = 4.13
• Piridina, c₅H₅N, KB = 1,5 ∙ 10^-9, PKB = 8.82
• AniLina, c₆H₅NH₂, KB = 4.2 ∙ 10^-10, PKB = 9.32.

Basi di azoto

Le basi di adenina, guanina, timina, citosina e azoto uracile sono basi deboli con gruppi di aming, che fanno parte dei nucleotidi degli acidi nucleici (DNA e RNA), dove risiedono le informazioni per la trasmissione ereditaria.

L'adenina, ad esempio, fa parte di molecole come ATP, il principale serbatoio di energia degli esseri viventi. Inoltre, l'adenina è presente in coenzimi come la flavin adenil dinucleotide (FAD) e la nicotina adenil dinucleotide (NAD), che sono coinvolte in numerose reazioni di riduzione dell'ossido.

Basi coniugate

Le seguenti basi deboli, o che possono svolgere una funzione in quanto tali, sono ordinate in diminuzione dell'ordine di basicità: NH₂ > Oh^- > Nh₃ > Cn^- > Ch₃COO^- > F^- > NO₃^- > Cl^- > Br^- > I^- > Clo₄^-.

La posizione delle basi coniugate degli idraceidi nella sequenza data, indica che maggiore è la forza dell'acido, maggiore sarà la forza della sua base coniugata.

Ad esempio, anione i^- È una base estremamente debole, mentre l'NH₂ è il più forte della serie.

D'altra parte, infine, la basicità di alcune basi organiche comuni può essere ordinata come segue: Alocossido> Amine alifatiche ≈ fenossidi> carbossilati = ammine aromatiche ≈ ammine eterocicliche.

Altri esempi

• Bicarbonato di sodio: formula Nahco.
• Benzilamina: formula C₇H₉N.
• Etilammina: formula C₂H₅NH₂.
• Idrossido di ammonio: formula NH₄ OH.
• Idracina: formula NH₂NH₂.
• Idrossilammina: formula NH2 OH.
• Idrossido di rame: formula Cu (OH) ₂.
• Idrossido di alluminio: formula Al (OH)₃.
• Idrossido di zinco: formula Zn (OH) ₂.
• Idrossido di piombo: formula PB (OH)₂.

Riferimenti

1. Acidi e basi. [PDF]. Uprh recuperato.Edu.
2. Base debole. Recuperato da.Wikipedia.org.