SCHWACHE BASEN: DISSOZIATION, EIGENSCHAFTEN UND BEISPIELE - CHEMIE - 2025

Die schwachen Basen sind Spezies mit geringer Tendenz, Elektronen abzugeben, die in wässrigen Lösungen dissoziieren oder Protonen aufnehmen. Das Prisma, mit dem seine Eigenschaften analysiert werden, wird durch die Definition bestimmt, die sich aus den Studien mehrerer berühmter Wissenschaftler ergibt.

Zum Beispiel ist gemäß der Bronsted-Lowry-Definition eine schwache Base eine, die ein Wasserstoffion H ⁺ auf sehr reversible (oder null) Weise akzeptiert . In Wasser ist sein H ₂ O- Molekül dasjenige, das ein H ⁺ an die umgebende Base abgibt. Wenn es anstelle von Wasser eine schwache Säure HA wäre, könnte die schwache Base sie kaum neutralisieren.

Quelle: Midnightcomm, aus Wikimedia Commons

Eine starke Base würde nicht nur alle Säuren in der Umwelt neutralisieren, sondern könnte auch an anderen chemischen Reaktionen mit nachteiligen (und tödlichen) Folgen teilnehmen.

Aus diesem Grund werden einige schwache Basen wie Milchmagnesia oder Phosphatsalztabletten oder Natriumbicarbonat als Antazida verwendet (oberes Bild).

Allen schwachen Basen ist gemeinsam, dass ein Elektronenpaar oder eine stabilisierte negative Ladung auf dem Molekül oder Ion vorhanden ist. Somit ist CO ₃ ^- eine schwache Base im Vergleich zu OH ^- ; und die Base, die in ihrer Dissoziation das geringste OH ^- produziert (Arrenhius-Definition), wird die schwächste Base sein.

Dissoziation

Eine schwache Base kann als BOH oder B geschrieben werden. Sie soll dissoziieren, wenn die folgenden Reaktionen mit beiden Basen in der flüssigen Phase auftreten (obwohl sie in Gasen oder sogar Feststoffen auftreten können):

BOH <=> B ⁺ + OH ^-

B + H ₂ O HB ⁺ + OH ^-

Beachten Sie, dass beide Reaktionen zwar unterschiedlich aussehen können, jedoch die Produktion von OH ^- gemeinsam haben . Darüber hinaus stellen die beiden Dissoziationen ein Gleichgewicht her, so dass sie unvollständig sind; Das heißt, nur ein Prozentsatz der Base dissoziiert tatsächlich (was bei starken Basen wie NaOH oder KOH nicht der Fall ist).

Die erste Reaktion "haftet" enger an der Arrenhius-Definition für Basen: Dissoziation in Wasser unter Bildung ionischer Spezies, insbesondere des Hydroxylanions OH ^- .

Während die zweite Reaktion der Bronsted-Lowry-Definition folgt, wird B protoniert oder akzeptiert H ⁺ aus Wasser.

Die beiden Reaktionen gelten jedoch als schwache Basendissoziationen, wenn sie ein Gleichgewicht herstellen.

Ammoniak

Ammoniak ist vielleicht die häufigste schwache Base von allen. Seine Dissoziation in Wasser kann wie folgt umrissen werden:

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

Daher fällt NH ₃ in die Kategorie der Basen, die durch "B" dargestellt werden.

Die Ammoniakdissoziationskonstante K _b ist durch den folgenden Ausdruck gegeben:

K _b = /

Was bei 25 ° C in Wasser etwa 1,8 x 10 & ^supmin ; & ^sup5 ; beträgt . Wenn wir dann seinen pK _b berechnen, haben wir:

pK _b = - log K _b

= 4,74

Bei der Dissoziation von NH ₃ erhält es ein Proton aus Wasser, so dass Wasser nach Bronsted-Lowry als Säure angesehen werden kann.

Das auf der rechten Seite der Gleichung gebildete Salz ist Ammoniumhydroxid, NH ₄ OH, das in Wasser gelöst ist und nichts anderes als wässriges Ammoniak ist. Aus diesem Grund ist die Arrenhius-Definition für eine Base mit Ammoniak erfüllt: Bei seiner Auflösung in Wasser entstehen die Ionen NH ₄ ⁺ und OH ^- .

NH ₃ kann ein Paar ungeteilter Elektronen abgeben, die sich am Stickstoffatom befinden. Hier kommt die Lewis-Definition für eine Basis ins Spiel.

Berechnungsbeispiel

Die Konzentration der wässrigen Lösung der schwachen Base Methylamin (CH ₃ NH ₂ ) ist wie folgt: vor der Dissoziation = 0,010 M; nach Dissoziation = 0,008 M.

Berechnen Sie K _b , pK _b , pH und prozentuale Ionisation.

K _b

Zunächst muss die Gleichung seiner Dissoziation in Wasser geschrieben werden:

CH ₃ NH ₂ (aq) + H ₂ O (1) CH ₃ NH ₃ ⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Nach dem mathematischen Ausdruck von K _b

K _b = /

Im Gleichgewicht =. Diese Ionen stammen aus der Dissoziation von CH ₃ NH ₂ , daher ist die Konzentration dieser Ionen durch die Differenz zwischen der Konzentration von CH ₃ NH ₂ vor und nach der Dissoziation gegeben.

_dissoziiert = _Anfangs - _{Gleichgewicht}

_dissoziiert = 0,01 M - 0,008 M.

= 0,002 M.

Also = = 2 ≤ 10 ^-3 M.

K _b = (2 × 10 ^–3 ) ² M / (8 × 10 ^–2 ) M.

= 5 ≤ 10 ^-4

pK _b

Berechnet K _b , es ist sehr einfach, pK _b zu bestimmen

pK _b = - log Kb

pK _b = - log 5 ≤ 10 ^-4

= 3.301

pH

Um den pH-Wert zu berechnen, muss der pOH, da es sich um eine wässrige Lösung handelt, zuerst berechnet und von 14 subtrahiert werden:

pH = 14 - pOH

pOH = - log

Und da die OH ^- Konzentration bereits bekannt ist , ist die Berechnung unkompliziert

pOH = -log 2 ≤ 10 ^-3

= 2,70

pH = 14 - 2,7

= 11,3

Prozentsatz der Ionisation

Um es zu berechnen, müssen Sie bestimmen, wie viel von der Basis dissoziiert wurde. Da dies bereits in den vorherigen Punkten geschehen ist, gilt die folgende Gleichung:

(/ ^° ) x 100%

Wobei ^° die Anfangskonzentration der Base und die Konzentration ihrer konjugierten Säure ist. Berechnen Sie dann:

Prozent Ionisation = (2 × 10 ^–3 / 1 × 10 ^–2 ) × 100%

= 20%

Eigenschaften

-Die schwachen Aminbasen haben einen charakteristischen bitteren Geschmack, der in Fisch vorhanden ist und der unter Verwendung von Zitrone neutralisiert wird.

- Sie haben eine niedrige Dissoziationskonstante, weshalb sie in wässriger Lösung eine geringe Ionenkonzentration verursachen. Aus diesem Grund keine guten Stromleiter.

- In wässriger Lösung haben sie einen moderaten alkalischen pH-Wert, weshalb sie die Farbe von Lackmuspapier von rot nach blau ändern.

- Meistens handelt es sich um Amine (schwache organische Basen).

-Einige sind die konjugierten Basen starker Säuren.

-Die schwachen molekularen Basen enthalten Strukturen, die mit H ⁺ reagieren können .

Beispiele

Amine

-Methylamin, CH ₃ NH ₂ , Kb = 5,0 × 10 ^–4 , pKb = 3,30

-Dimethylamin, (CH ₃ ) ₂ NH, Kb = 7,4 × 10 ^–4 , pKb = 3,13

-Trimethylamin, (CH ₃ ) ₃ N, Kb = 7,4 × 10 ^–5 , pKb = 4,13

-Pyridin, C ₅ H ₅ N, Kb = 1,5 × 10 ^–9 , pKb = 8,82

-Anilin, C ₆ H ₅ NH ₂ , Kb = 4,2 × 10 ^–10 , pKb = 9,32.

Stickstoffbasen

Die stickstoffhaltigen Basen Adenin, Guanin, Thymin, Cytosin und Uracil sind schwache Basen mit Aminogruppen, die Teil der Nukleotide von Nukleinsäuren (DNA und RNA) sind, in denen die Informationen für die erbliche Übertragung vorliegen.

Adenin zum Beispiel ist Teil von Molekülen wie ATP, dem Hauptenergiereservoir von Lebewesen. Darüber hinaus ist Adenin in Coenzymen wie Flavinadenyldinukleotid (FAD) und Nikotinadenyldinukleotid (NAD) vorhanden, die an zahlreichen Oxidations-Reduktions-Reaktionen beteiligt sind.

Basen konjugieren

Die folgenden schwachen Basen oder solche, die eine Funktion als solche erfüllen können, sind in absteigender Reihenfolge der Basizität angeordnet: NH ₂ > OH ^- > NH ₃ > CN ^- > CH ₃ COO ^- > F ^- > NO ₃ ^- > Cl ^- > Br ^- > I ^- > ClO ₄ ^- .

Die Position der konjugierten Basen der Hydracide in der gegebenen Sequenz zeigt an, dass die Stärke ihrer konjugierten Base umso geringer ist, je größer die Stärke der Säure ist.

Zum Beispiel ist das Anion I ^- eine extrem schwache Base, während NH ₂ die stärkste in der Reihe ist.

Andererseits kann die Basizität einiger üblicher organischer Basen auf folgende Weise angeordnet werden: Alkoxid> aliphatische Amine ≈ Phenoxide> Carboxylate = aromatische Amine ≈ heterocyclische Amine.

Verweise

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie. (8. Aufl.). CENGAGE Lernen.
2. Lleane Nieves M. (24. März 2014). Säuren und Basen. . Wiederhergestellt von: uprh.edu
3. Wikipedia. (2018). Schwache Basis. Wiederhergestellt von: en.wikipedia.org
4. Redaktion. (2018). Grundkraft und grundlegende Dissoziationskonstante. chemisch. Wiederhergestellt von: iquimicas.com
5. Chung P. (22. März 2018). Schwache Säuren und Basen. Chemie Libretexte. Wiederhergestellt von: chem.libretexts.org