Plik słabe zasady są to gatunki o niewielkiej skłonności do oddawania elektronów, dysocjacji w roztworach wodnych lub przyjmowania protonów. Pryzmat, za pomocą którego analizuje się jego cechy, rządzi się definicją wyłonioną w badaniach kilku znanych naukowców.
Na przykład, zgodnie z definicją Bronsteda-Lowry'ego, słaba zasada to taka, która przyjmuje w bardzo odwracalnym (lub zerowym) jonie wodorowym H+. W wodzie jego cząsteczka H.dwaO jest tym, który przekazuje H+ do otaczającej bazy. Gdyby zamiast wody był to słaby kwas hialuronowy, słaba zasada z trudem mogłaby go zneutralizować.
Mocna zasada nie tylko zneutralizowałaby wszystkie kwasy w środowisku, ale mogłaby również uczestniczyć w innych reakcjach chemicznych, które mogą mieć niekorzystne (i śmiertelne) konsekwencje..
Z tego powodu niektóre słabe zasady, takie jak magnezja mleczna lub tabletki soli fosforanowych lub wodorowęglanu sodu, są używane jako środki zobojętniające kwas (górne zdjęcie)..
Wspólną cechą wszystkich słabych zasad jest obecność pary elektronów lub stabilizowanego ujemnego ładunku cząsteczki lub jonu. Zatem CO3- jest słabą bazą przeciwko OH-; i zasada, która wytwarza mniej OH- w swojej dysocjacji (definicja Arrenhiusa) będzie najsłabszą bazą.
Indeks artykułów
Słaba zasada może być zapisana jako BOH lub B. Mówi się, że ulega dysocjacji, gdy następujące reakcje zachodzą z obiema zasadami w fazie ciekłej (chociaż może to zachodzić w gazach lub nawet w ciałach stałych):
BOH <=> b+ + O-
B + HdwaLUB <=> HB+ + O-
Należy zauważyć, że chociaż obie reakcje mogą wydawać się różne, łączy je wytwarzanie OH-. Co więcej, te dwie dysocjacje ustanawiają równowagę, więc są niekompletne; to znaczy, tylko procent zasady faktycznie dysocjuje (co nie ma miejsca w przypadku silnych zasad, takich jak NaOH lub KOH).
Pierwsza reakcja „przylega” ściślej do definicji Arrenhiusa dla zasad: dysocjacja w wodzie z wytworzeniem form jonowych, zwłaszcza anionu hydroksylowego OH-.
Podczas gdy druga reakcja jest zgodna z definicją Bronsteda-Lowry'ego, ponieważ B jest protonowany lub akceptuje H.+ z wody.
Jednak te dwie reakcje, gdy ustalają równowagę, są uważane za dysocjacje słabych zasad.
Amoniak jest prawdopodobnie najpowszechniejszą słabą zasadą ze wszystkich. Jego dysocjację w wodzie można przedstawić w następujący sposób:
NH3 (ac) + HdwaO (l) <=> NH4+ (ac) + OH- (ac)
Dlatego NH3 należy do kategorii zasad oznaczonych literą „B”.
Stała dysocjacji amoniaku, Kb, wyraża się następującym wyrażeniem:
K.b = [NH4+] [OH-] / [NH3]
Która w temperaturze 25 ° C w wodzie wynosi około 1,8 x 10-5. Następnie obliczam jego pKb ty masz:
pKb = - log Kb
= 4,74
W dysocjacji NH3 Otrzymuje proton z wody, więc według Bronsted-Lowry'ego woda może być uważana za kwas.
Sól utworzona po prawej stronie równania to wodorotlenek amonu, NH4OH, który rozpuszcza się w wodzie i jest niczym innym jak wodnym amoniakiem. Z tego powodu definicja Arrenhiusa dla zasady jest spełniona w przypadku amoniaku: jego rozpuszczenie w wodzie powoduje powstanie jonów NH4+ i OH-.
NH3 jest w stanie przekazać parę niewspółdzielonych elektronów znajdujących się na atomie azotu; W tym miejscu pojawia się definicja Lewisa dla zasady, [H.3N:].
Stężenie wodnego roztworu słabej zasady metyloaminy (CH3NHdwa) wygląda następująco: [CH3NHdwa] przed dysocjacją = 0,010 M; [CH3NHdwa] po dysocjacji = 0,008 M.
Oblicz Kb, pKb, pH i procent jonizacji.
Najpierw należy zapisać równanie jego dysocjacji w wodzie:
CH3NHdwa (ac) + HdwaO (l) <=> CH3NH3+ (ac) + OH- (ac)
Zgodnie z matematycznym wyrażeniem K.b
K.b = [CH3NH3+] [OH-] / [CH3NHdwa]
W stanie równowagi jest spełnione, że [CH3NH3+] = [OH-]. Jony te pochodzą z dysocjacji CH3NHdwa, więc stężenie tych jonów jest wyrażone jako różnica między stężeniem CH3NHdwa przed i po dysocjacji.
[CH3NHdwa]zdysocjowane = [CH3NHdwa]Inicjał - [CH3NHdwa]Saldo
[CH3NHdwa]zdysocjowane = 0,01 M - 0,008 M
= 0,002 M
Więc [CH3NH3+] = [OH-] = 2 ∙ 10-3 M
K.b = (2 ∙ 10-3)dwa M / (8 ∙ 10-dwa) M
= 5 ∙ 10-4
Obliczone Kb, bardzo łatwo jest określić pKb
pKb = - log Kb
pKb = - log 5 ∙ 10-4
= 3,301
Aby obliczyć pH, ponieważ jest to roztwór wodny, należy najpierw obliczyć pOH i odjąć od 14:
pH = 14 - pOH
pOH = - log [OH-]
A ponieważ stężenie OH jest już znane-, obliczenia są bezpośrednie
pOH = -log 2 ∙ 10-3
= 2,70
pH = 14 - 2,7
= 11,3
Aby to obliczyć, należy określić, jaka część zasady została zdysocjowana. Ponieważ zostało to już zrobione w poprzednich punktach, obowiązuje następujące równanie:
([CH3NH3+] / [CH3NHdwa]°) x 100%
Gdzie [CH3NHdwa]° jest początkowym stężeniem zasady, a [CH3NH3+] stężenie jego sprzężonego kwasu. Obliczam wtedy:
Procent jonizacji = (2 ∙ 10-3 / 1 ∙ 10-dwa) x 100%
= 20%
-Słabe zasady aminowe mają charakterystyczny gorzki smak, obecny w rybach, który neutralizowany jest cytryną..
-Mają niską stałą dysocjacji, dlatego powodują niskie stężenie jonów w roztworze wodnym. Nie będąc z tego powodu dobrymi przewodnikami elektryczności.
-W roztworze wodnym wytwarzają umiarkowanie zasadowe pH, przez co zmieniają kolor papierka lakmusowego z czerwonego na niebieski.
-Są to głównie aminy (słabe zasady organiczne).
-Niektóre z nich to koniugaty zasad mocnych kwasów.
-Molekularne słabe zasady zawierają struktury zdolne do reagowania z H.+.
-Metyloamina, CH3NHdwa, Kb = 5,0 ∙ 10-4, pKb = 3,30
-Dimetyloamina (CH3)dwaNH, Kb = 7,4 ∙ 10-4, pKb = 3,13
-Trimetyloamina (CH3)3N, Kb = 7,4 ∙ 10-5, pKb = 4,13
-Pirydyna, C.5H.5N, Kb = 1,5 ∙ 10-9, pKb = 8,82
-Anilina, C.6H.5NHdwa, Kb = 4,2 ∙ 10-10, pKb = 9,32.
Zasady azotowe adenina, guanina, tymina, cytozyna i uracyl są słabymi zasadami z grupami aminowymi, które są częścią nukleotydów kwasów nukleinowych (DNA i RNA), w których znajduje się informacja o dziedzicznej transmisji..
Na przykład adenina jest częścią cząsteczek, takich jak ATP, główny rezerwuar energii istot żywych. Ponadto adenina jest obecna w koenzymach, takich jak dinukleotyd flawinoadenylowy (FAD) i dinukleotyd nikotyno-adenylowy (NAD), które biorą udział w licznych reakcjach utleniania-redukcji.
Następujące słabe zasady lub takie, które mogą pełnić funkcję jako takie, są uporządkowane według malejącej zasadowości: NHdwa > OH- > NH3 > CN- > CH3GRUCHAĆ- > F.- > NIE3- > Cl- > Br- > Ja- > ClO4-.
Umiejscowienie sprzężonych zasad w węglowodorach w podanej kolejności wskazuje, że im większa moc kwasu, tym mniejsza siła jego sprzężonej zasady..
Na przykład anion I- to wyjątkowo słaba baza, natomiast NHdwa jest najsilniejszą z serii.
Z drugiej strony, ostatecznie zasadowość niektórych powszechnych zasad organicznych można uporządkować w następujący sposób: alkoholany> aminy alifatyczne ≈ fenotlenki> karboksylany = aminy aromatyczne ≈ aminy heterocykliczne.
Jeszcze bez komentarzy