ZWAKKE BASES: DISSOCIATIE, EIGENSCHAPPEN EN VOORBEELDEN - CHEMIE - 2025

De zwakke basen zijn soorten met een kleine neiging om elektronen af ​​te staan, dissociëren in waterige oplossingen of protonen te accepteren. Het prisma waarmee de kenmerken ervan worden geanalyseerd, wordt beheerst door de definitie die voortvloeit uit de studies van verschillende beroemde wetenschappers.

Volgens de Bronsted-Lowry-definitie is een zwakke base er bijvoorbeeld een die een waterstofion H ⁺ op een zeer omkeerbare (of nul) manier accepteert . In water is het H ₂ O- molecuul het molecuul dat een H ⁺ aan de omringende base afstaat. Als het in plaats van water een zwak zuur HA was, dan zou de zwakke base het nauwelijks kunnen neutraliseren.

Bron: Midnightcomm, van Wikimedia Commons

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

Om deze reden worden sommige zwakke basen, zoals melkmagnesiumoxide, of fosfaatzouttabletten of natriumbicarbonaat, als antacida gebruikt (bovenste afbeelding).

Alle zwakke basen hebben de aanwezigheid van een elektronenpaar of een gestabiliseerde negatieve lading op het molecuul of ion gemeen. CO ₃ ^- is dus een zwakke base vergeleken met OH ^- ; en de basis die de minste OH produceert ^- in zijn dissociatie (Arrenhius-definitie) zal de zwakste basis zijn.

Dissociatie

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

BOH <=> B ⁺ + OH ^-

B + H ₂ O <=> HB ⁺ + OH ^-

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

De eerste reactie 'kleeft' meer aan de Arrenhius-definitie voor basen: dissociatie in water om ionische soorten te geven, vooral het hydroxylanion OH ^- .

Terwijl de tweede reactie voldoet aan de Bronsted-Lowry-definitie, omdat B wordt geprotoneerd of H ⁺ uit water accepteert .

De twee reacties, wanneer ze een evenwicht tot stand brengen, worden echter beschouwd als zwakke basisdissociaties.

Ammoniak

Ammoniak is misschien wel de meest voorkomende zwakke basis van allemaal. De dissociatie ervan in water kan als volgt worden geschetst:

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

Daarom valt NH ₃ in de categorie basen weergegeven door 'B'.

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

K _b = /

Dat is bij 25 ° C in water ongeveer 1,8 x 10 ^-5 . Als we dan zijn pK _b berekenen, hebben we:

pK _b = - logboek K _b

= 4,74

Bij de dissociatie van NH ₃ ontvangt het een proton uit water, dus water kan volgens Bronsted-Lowry als een zuur worden beschouwd.

Het zout dat aan de rechterkant van de vergelijking wordt gevormd, is ammoniumhydroxide, NH ₄ OH, dat is opgelost in water en niets meer is dan waterige ammoniak. Om deze reden wordt aan de Arrenhius-definitie voor een base voldaan met ammoniak: het oplossen in water levert de ionen NH ₄ ⁺ en OH ^{- op} .

NH ₃ is kan doneren een paar gepaarde elektronen op het stikstofatoom; Dit is waar de Lewis-definitie voor een basis binnenkomt.

Rekenvoorbeeld

De concentratie van de waterige oplossing van de zwakke base methylamine (CH ₃ NH ₂ ) als volgt: voor dissociatie = 0,010 M; 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:

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

Volgens de wiskundige uitdrukking van K _b

K _b = /

In evenwicht, =. Deze ionen zijn afkomstig van de dissociatie van CH ₃ NH ₂ , dus de concentratie van deze ionen wordt bepaald door het verschil tussen de concentratie van CH ₃ NH ₂ voor en na dissociatie.

_{gedissocieerd} = _initieel - _evenwicht

_{gedissocieerd} = 0,01 M - 0,008 M

= 0,002 M

Dus = = 2 ∙ ^10-3 M

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

= 5 ∙ ^10-4

pK _b

Berekende K _b , het is heel gemakkelijk om pK _b te bepalen

pK _b = - log Kb

pK _b = - logboek 5 ∙ ^10-4

= 3.301

pH

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

pH = 14 - pOH

pOH = - logboek

En aangezien de OH ^- concentratie al bekend is , is de berekening eenvoudig

pOH = -log 2 ∙ ^10-3

= 2,70

pH = 14 - 2,7

= 11,3

Percentage ionisatie

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

(/ ^° ) x 100%

Waar ^° de beginconcentratie van de base is, en de concentratie van het geconjugeerde zuur. Berekenen dan:

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

= 20%

Eigendommen

-De zwakke aminebasen hebben een karakteristieke bittere smaak, aanwezig in vis en die wordt geneutraliseerd met het gebruik van citroen.

-Ze hebben een lage dissociatieconstante, daarom veroorzaken ze een lage concentratie ionen in waterige oplossing. Om deze reden geen goede geleiders van elektriciteit zijn.

-In waterige oplossing ontstaan ​​ze een matige alkalische pH, daarom veranderen ze de kleur van lakmoespapier van rood naar blauw.

-Meestal zijn het amines (zwakke organische basen).

-Sommige zijn de geconjugeerde basen van sterke zuren.

-De zwakke moleculaire basen bevatten structuren die kunnen reageren met H ⁺ .

Voorbeelden

Amines

Methylamine, CH ₃ NH ₂ , Kb = 5,0 ∙ 10 ^-4 , pKb = 3,30

-Dimethylamine, (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

-Pyridine, 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.

Stikstof basen

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

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

Geconjugeerde basen

De volgende zwakke basen, of die een functie als zodanig kunnen vervullen, zijn gerangschikt in afnemende volgorde van basiciteit: NH ₂ > OH ^- > NH ₃ > CN ^- > CH ₃ COO ^- > F ^- > NO ₃ ^- > Cl ^- > Br ^- > I ^- > ClO ₄ ^- .

De locatie van de geconjugeerde basen van de hydraciden in de gegeven volgorde geeft aan dat hoe groter de sterkte van het zuur, hoe lager de sterkte van de geconjugeerde base.

Zo is het anion I ^- een extreem zwakke base, terwijl NH ₂ de sterkste in de reeks is.

Aan de andere kant, tenslotte, kan de basiciteit van enkele veel voorkomende organische basen op de volgende manier worden gerangschikt: alkoxide> alifatische aminen ≈ fenoxiden> carboxylaten = aromatische aminen ≈ heterocyclische aminen.

Referenties

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie. (8e ed.). CENGAGE Leren.
2. Lleane Nieves M. (24 maart 2014). Zuren en basen. . Hersteld van: uprh.edu
3. Wikipedia. (2018). Zwakke basis. Hersteld van: en.wikipedia.org
4. Redactie. (2018). Basiskracht en fundamentele dissociatieconstante. chemisch. Hersteld van: iquimicas.com
5. Chung P. (22 maart 2018). Zwakke zuren en basen. Chemie Libretexts. Hersteld van: chem.libretexts.org