SILPNOS BAZĖS: DISOCIACIJA, SAVYBĖS IR PAVYZDŽIAI - CHEMIJA - 2025

Kad silpnos bazės rūšys yra mažai polinkio donorais elektronų skaidosi vandeniniuose tirpaluose, ar priimti protonų. Prizmą, su kuria analizuojamos jo savybės, reglamentuoja apibrėžimas, išplaukiantis iš kelių garsių mokslininkų tyrimų.

Pavyzdžiui, pagal Bronstedo-Lowry apibrėžimą silpna bazė yra ta, kuri priima vandenilio joną H ⁺ labai grįžtamu (arba niekiniu) būdu . Vandenyje jos H ₂ O molekulė yra ta, kuri dovanoja H ⁺ aplinkinei bazei. Jei vietoj vandens tai būtų silpna rūgštinė HA, tada silpna bazė sunkiai galėtų ją neutralizuoti.

Šaltinis: „Midnightcomm“, iš „Wikimedia Commons“

Tvirta bazė ne tik neutralizuotų visas aplinkoje esančias rūgštis, bet ir galėtų dalyvauti kitose cheminėse reakcijose, turinčiose neigiamų (ir mirtinų) padarinių.

Dėl šios priežasties kai kurios silpnos bazės, tokios kaip pieno magnezija arba fosfato druskų tabletės arba natrio bikarbonatas, yra naudojamos kaip antacidai (vaizdas iš viršaus).

Visoms silpnoms bazėms būdinga elektronų pora arba stabilizuotas neigiamas molekulės arba jonų krūvis. Taigi, CO ₃ ^- yra silpna bazė, palyginti su OH ^- ; ir bazė, kuri gamina mažiausiai OH ^- jos disociacija (Arrenhijaus apibrėžimas) bus silpniausia.

Disociacija

Silpna bazė gali būti parašyta kaip BOH arba B. Sakoma, kad ji atsiriboja, kai skystoje fazėje įvyksta šios reakcijos su abiem bazėmis (nors jos gali vykti dujose ar net kietose medžiagose):

BOH <=> B ⁺ + OH ^-

B + H ₂ O <=> HB ⁺ + OH ^-

Atkreipkite dėmesį, kad nors abi reakcijos gali skirtis, jie turi OH gamybą ^- yra bendra . Be to, abi atsiribojimai sukuria pusiausvyrą, taigi jie yra neišsamūs; tai yra, tik procentas bazės faktiškai disocijuojasi (o tai neįvyksta tokioms stiprioms bazėms kaip NaOH ar KOH).

Pirmoji reakcija labiau „atitinka“ Arrenhius bazių apibrėžimą: disociacija vandenyje, kad būtų joninės rūšys, ypač hidroksilo anijonas OH ^- .

Antroji reakcija atitinka Bronstedo-Lowry apibrėžimą, nes B protonuojamas arba priima H ⁺ iš vandens.

Tačiau abi reakcijos, kai jos sukuria pusiausvyrą, laikomos silpnomis bazių disociacijomis.

Amoniakas

Amoniakas yra bene labiausiai paplitusi silpna bazė iš visų. Jos disociaciją vandenyje galima apibūdinti taip:

NH ₃ (aq) + H ₂ O (l) <=> NH ₄ ⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Todėl NH ₃ patenka į „B“ atstovaujamų bazių kategoriją.

Amoniako disociacijos konstanta, K _b , yra pateikta šioje išraiškos:

K _b = /

Kuris 25 ° C temperatūroje vandenyje yra apie 1,8 x ^10–5 . Apskaičiuodami jo pK _b , turime:

pK _b = - log K _b

= 4,74

Išsiskyrus NH _3, jis gauna protoną iš vandens, todėl pagal Bronstedo-Lowry'į vanduo gali būti laikomas rūgštimi.

Druska suformuotas ant dešinės pusės lygtį yra amonio hidroksidas, NH ₄ OH, kuris yra ištirpinamas vandenyje ir yra nieko daugiau nei vandeninio amoniako. Dėl šios priežasties Arrenhijaus bazės apibrėžimas yra įvykdytas amoniaku: jo ištirpinimas vandenyje sukuria jonus NH ₄ ⁺ ir OH ^- .

NH ₃ geba paaukoti nedalomų elektronų porą, esančią ant azoto atomo; Čia pateikiamas Lewis'o bazės apibrėžimas.

Skaičiavimo pavyzdys

Vandeninio tirpalo silpna bazė metilamino koncentracija (CH ₃ NH ₂ ) yra toks, kaip taip: prieš disociacijos = 0,010 M; po disociacijos = 0,008 M.

Apskaičiuoti K _b , pKa _b , pH ir proc jonizacijos.

K _b

Pirmiausia reikia parašyti jo disociacijos vandenyje lygtį:

CH ₃ NH ₂ (aq) + H ₂ O (l) <=> CH ₃ NH ₃ ⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Atlikdami matematinę K _b išraišką

K _b = /

Pusiausvyroje =. Šie jonai yra kilę iš CH disociacijos ₃ NH ₂ , todėl iš šių jonų koncentracija yra apskaičiuojama pagal formulę skirtumo tarp CH koncentraciją ₃ NH ₂ prieš ir po smulkinimo.

_disociated = _pradinė - _pusiausvyra

_disocijuota = 0,01 M - 0,008 M

= 0,002 M

Taigi, = = 2 ∙ 10 ^-3 M

K _b = (2 ∙ 10 ^-3 ) ² M / (8 ∙ 10 ^-2 ) M

= 5 ∙ 10 ^-4

pK _b

Apskaičiavus K _b , labai lengva nustatyti pK _b

pK _b = - log Kb

pK _b = - log 5 ∙ 10 ^-4

= 3 301

pH

Norint apskaičiuoti pH, nes tai yra vandeninis tirpalas, pirmiausia reikia apskaičiuoti pOH ir atimti iš 14:

pH = 14 - pOH

pOH = - žurnalas

O kadangi OH ^- koncentracija jau yra žinoma , skaičiavimas yra paprasta

pOH = -log 2 ∙ 10 ^-3

= 2,70

pH = 14 - 2,7

= 11,3

Jonizacijos procentas

Norint jį apskaičiuoti, reikia nustatyti, kiek bazės buvo atskirtos. Kadangi tai jau buvo padaryta ankstesniuose punktuose, taikoma ši lygtis:

(/ ^° ) x 100%

Kur ^° - pradinė bazės ir jos konjuguotos rūgšties koncentracija. Skaičiuojamas tada:

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

= 20 proc.

Savybės

- Silpnos aminų bazės turi būdingą karčią skonį, būdingą žuvims ir kurios neutralizuojamos naudojant citriną.

-Jie turi mažą disociacijos konstantą, todėl jie sukelia mažą jonų koncentraciją vandeniniame tirpale. Dėl šios priežasties nėra geras elektros laidininkas.

- Vandeniniame tirpale jie gauna vidutinio šarminio pH, todėl jie keičia lakmuso popieriaus spalvą iš raudonos į mėlyną.

-Dažniausiai jie yra aminai (silpnos organinės bazės).

- Kai kurios yra stipriųjų rūgščių konjuguotosios bazės.

- Silpnos molekulinės bazės turi struktūras, galinčias reaguoti su H ⁺ .

Pavyzdžiai

Aminai

-Metilamino, CH ₃ NH ₂ , K. = 5,0 ∙ 10 ^-4 , PKB = 3.30

-Dimetilaminą, (CH ₃ ) ₂ NH, K. = 7,4 ∙ 10 ^-4 , PKB = 3.13

-Trimethylamine, (CH ₃ ) ₃ N, K. = 7,4 ∙ 10 ^-5 , PKB = 4.13

-Piridino, C ₅ H ₅ N, K. = 1,5 ∙ 10 ^-9 , PKB = 8.82

-Anilinas, C ₆ H ₅ NH ₂ , K. = 4,2 * 10 ^-10 , PKB = 9.32.

Azoto bazės

Azoto bazės adeninas, guaninas, timinas, citozinas ir uracilas yra silpnos bazės su aminorūgštimis, kurios yra nukleorūgščių (DNR ir RNR) nukleotidų dalys, kur yra paveldimo perdavimo informacija.

Pavyzdžiui, adeninas yra molekulių, tokių kaip ATP, pagrindinis gyvų būtybių energijos rezervuaras, dalis. Be to, adenino yra koenzimuose, tokiuose kaip flavino adenilo dinukleotidas (FAD) ir nikotino adenilo dinukleotidas (NAD), kurie dalyvauja daugybėje oksidų redukcijos reakcijų.

Konjuguotos bazės

Šios silpnos bazės, kurios gali atlikti tokią funkciją, yra paskirstomos mažėjančia baziškumo tvarka: NH ₂ > OH ^- > NH ₃ > CN ^- > CH ₃ COO ^- > F ^- > NO ₃ ^- > Cl ^- > Br ^- > I ^- > ClO ₄ ^- .

Hidracidų konjuguotų bazių padėtis nurodytoje sekoje rodo, kad kuo didesnė rūgšties jėga, tuo mažesnė jos konjuguotos bazės jėga.

Pavyzdžiui, anijonas aš ^- yra labai silpna bazė, o NH ₂ yra stipriausia serijos.

Kita vertus, kai kurių įprastų organinių bazių baziškumas gali būti išdėstytas taip: alkoksidas> alifatiniai aminai ≈ fenoksidai> karboksilatai = aromatiniai aminai ≈ heterocikliniai aminai.

Nuorodos

1. Whittenas, Davisas, Peckas ir Stanley. (2008). Chemija. (8-asis leidimas). CENGAGE mokymasis.
2. Lleane Nieves M. (2014 m. Kovo 24 d.). Rūgštys ir bazės. . Atgauta iš: uprh.edu
3. Vikipedija. (2018 m.). Silpna bazė. Atkurta iš: en.wikipedia.org
4. Redakcijos komanda. (2018 m.). Bazinė jėga ir bazinė disociacijos konstanta. cheminė. Atkurta iš: iquimicas.com
5. Chungas P. (2018 m. Kovo 22 d.). Silpnos rūgštys ir bazės. Chemija Libretexts. Atkurta iš: chem.libretexts.org