Zayıf bazların ayrışması, özellikleri ve örnekler

zayıf bazlar elektron bağışlama, sulu çözeltilerde ayrışma veya protonları kabul etme eğiliminde olmayan türlerdir. Özelliklerinin analiz edildiği prizma, birçok ünlü bilim insanının çalışmalarından çıkan tanımla yönetilir..

Örneğin, Bronsted-Lowry tanımına göre, zayıf bir baz çok geri dönüşümlü (veya sıfır) bir hidrojen iyonu H kabul eden bir bazdır.⁺. Suda, H molekülü₂Yoksa H bağışlayan⁺ çevresindeki tabana. Su yerine zayıf bir asit HA olsaydı, zayıf baz onu zar zor etkisiz hale getirebilirdi.

Güçlü bir baz, sadece ortamdaki tüm asitleri nötralize etmekle kalmaz, aynı zamanda olumsuz (ve ölümcül) sonuçlarla diğer kimyasal reaksiyonlara da katılabilir..

Bu nedenle süt magnezyası veya fosfat tuzları veya sodyum bikarbonat tabletleri gibi bazı zayıf bazların antasitler olarak kullanılması (yukarıdan görüntü).

Bütün zayıf bazlar ortak olarak bir çift elektron veya molekül veya iyonda stabilize edilmiş negatif bir yükün varlığına sahiptir. Böylece, CO₃^- OH'ye karşı zayıf bir tabandır^-; ve daha az OH üreten bu baz^- ayrışmasında (Arrenhius'un tanımı) en zayıf temel olacaktır..

indeks

• 1 Ayrışma
  • 1.1 Amonyak
  • 1.2 Hesaplama örneği
• 2 Özellikler
• 3 Örnekler
  • 3.1 Aminler
  • 3.2 Azotlu bazlar
  • 3.3 Konjuge bazlar
• 4 Kaynakça

ayrışma

Zayıf bir baz, BOH veya B olarak yazılabilir. Aşağıdaki reaksiyonların, her iki baz ile sıvı fazda gerçekleştiği zaman (gazlarda ve hatta katılarda meydana gelebilse de) ayrışmaya uğradığı söylenir:

BOH <=> B⁺ + OH^-

B + H₂Ey <=> HB⁺ + OH^-

Her iki reaksiyon farklı görünse de, ortak OH üretimine sahip olduklarını unutmayın.^-. Ek olarak, iki ayrışma bir denge kurar, bu yüzden eksik olurlar; yani, sadece bazın bir yüzdesi gerçekten ayrışır (NaOH veya KOH gibi güçlü bazlarla oluşmaz).

İlk reaksiyon, bazlar için Arrenhius'un tanımına "eklenir": iyonik türler, özellikle hidroksil anyon OH vermek üzere sudaki ayrışma.^-.

İkinci reaksiyon Bronsted-Lowry tanımına uyurken, B protonando veya H'yi kabul ettiğinden⁺ su.

Bununla birlikte, iki denge bir denge kurarken zayıf bir tabanın ayrışması olarak kabul edilir..

amonyak

Amonyak belki de hepsinin en yaygın temelidir. Suda ayrışması aşağıdaki şekilde şematikleştirilebilir:

NH₃ (ac) + H₂O (l)   <=>   NH₄⁺ (ac) + OH^- (Sulu)

Bu nedenle, NH₃ 'B' ile gösterilen üsler kategorisine girer.

Amonyağın ayrışma sabiti, K_b, Aşağıdaki ifade tarafından verilmiştir:

K_b = [NH₄⁺] [OH^-] / [NH₃]

Suda 25 ° C'de yaklaşık 1.8 x 10 olan^-5. PK'nizi hesaplamak_b sahipsin:

pKa_b = - log K_b

= 4.74

NH ayrışmasında₃ Bu sudan bir proton alır, bu yüzden Bronsted-Lowry'ye göre bir asit olarak su olarak kabul edilebilir.

Denklemin sağ tarafında oluşan tuz, amonyum hidroksit, NH'dir.₄Suda çözünen ve sulu amonyaktan başka bir şey olmayan OH. Bu nedenle Arrenhius'un bir baz için tanımının amonyakla karşılanması: sudaki çözünmesi NH iyonları üretir₄⁺ ve OH^-.

NH₃ azot atomunda bulunan paylaşım olmadan bir çift elektron bağışlayabilir; Bir üs için Lewis tanımının girdiği yer burasıdır [H₃K].

Hesaplama örneği

Zayıf bazlı metilaminin sulu çözeltisinin konsantrasyonu (CH₃NH₂) aşağıdaki gibidir: [CH₃NH₂] ayrışmadan önce = 0.010 M; [CH₃NH₂] ayrışma sonrası = 0.008 M.

K hesapla_b, pKa_b, pH ve iyonlaşma yüzdesi.

K_b

Öncelikle sudaki ayrışmasının denklemi yazılmalıdır:

CH₃NH₂ (ac) + H₂O (l)    <=>     CH₃NH₃⁺ (ac) + OH^- (Sulu)

K'nin matematiksel ifadesinin yanında_b 

K_b = [CH₃NH₃⁺] [OH^-] / [CH₃NH₂]

Dengede [CH]₃NH₃⁺] = [OH^-]. Bu iyonlar CH'nin ayrışmasından gelir.₃NH₂, bu yüzden bu iyonların konsantrasyonu CH konsantrasyonu arasındaki farkla verilir₃NH₂ ayrışmadan önce ve sonra.

[CH₃NH₂]_{disassociated} = [CH₃NH₂]_ilk - [CH₃NH₂]_denge

[CH₃NH₂]_{disassociated} = 0.01 M - 0.008 M

= 0.002 M

Sonra, [CH₃NH₃⁺] = [OH^-] = 2 ∙ 10^-3 M

K_b = (2 - 10^-3)² M / (8 ∙ 10^-2) M

= 5 ∙ 10^-4

pKa_b

Hesaplanan K_b, PK'yi belirlemek çok kolaydır_b

pKa_b = - log Kb

pKa_b = - kütük 5 ∙ 10^-4

= 3,301

pH

PH değerini hesaplamak için sulu bir çözelti olduğu için, pOH ilk önce hesaplanmalı ve 14'e çıkarılmalıdır:

pH = 14 - pOH

pOH = - log [OH^-]

Ve OH konsantrasyonu zaten bilindiği gibi^-, hesaplama doğrudan

pOH = -log 2 ∙ 10^-3

= 2.70

pH = 14 - 2,7

= 11.3

İyonlaşma yüzdesi

Bunu hesaplamak için, bazın ne kadarının ayrıldığı tespit edilmelidir. Bu daha önceki noktalarda yapıldığı için, aşağıdaki denklem geçerlidir:

([CH₃NH₃⁺] / [CH₃NH₂]^°) x% 100

Nerede [CH₃NH₂]^° bazın başlangıç ​​konsantrasyonudur ve [CH₃NH₃⁺] konjuge asidin konsantrasyonu. Daha sonra hesaplanıyor:

İyonlaşma yüzdesi = (2 ∙ 10^-3 / 1 ∙ 10^-2) x% 100

=% 20

özellikleri

-Zayıf baz aminler, balıkta bulunan ve limon kullanımıyla nötrleştirilen karakteristik acı bir tada sahiptir..

-Düşük ayrışma sabitleri vardır, bu yüzden sulu çözeltide düşük iyon konsantrasyonlarına neden olurlar. Bu nedenle, iyi elektrik iletkenleri olmamak.

-Sulu çözelti içinde orta derecede bir alkalin pH üretirler, böylece turnusol kağıdının rengini kırmızıdan maviye değiştirirler..

-Bunlar çoğunlukla aminlerdir (zayıf organik bazlar).

-Bazıları güçlü asitlerin konjuge bazlarıdır.

-Zayıf moleküler bazlar, H ile reaksiyona girebilen yapılar içerir.⁺.

Örnekler

aminler

-Metilamin, CH₃NH₂, Kb = 5.0 ∙ 10^-4, pKb = 3.30

-Dimetilamin, (CH₃)₂NH, Kb = 7.4, 10^-4, pKb = 3.13

-Trimetilamin, (CH₃)₃N, Kb = 7.4 - 10^-5, pKb = 4.13

-Piridin, C₅'H₅N, Kb = 1.5, 10^-9, pKb = 8.82

-Anilin, C₆'H₅NH₂, Kb = 4.2 ∙ 10^-10, pKb = 9.32.

Azotlu bazlar

Azotlu bazlar adenin, guanin, timin, sitozin ve urasil, kalıtımsal aktarım için bilgilerin bulunduğu nükleik asitlerin (DNA ve RNA) nükleotidlerinin bir parçası olan amino grupları olan zayıf bazlardır..

Örneğin Adenin, canlıların ana enerji rezervuarı olan ATP gibi moleküllerin bir parçasıdır. Ek olarak adenin, çok sayıda oksidasyon-indirgenme reaksiyonunda rol alan flavin adenil dinükleotit (FAD) ve nikotin adenil dinükleotit (NAD) gibi koenzimlerde bulunur..

Konjuge bazlar

Aşağıdaki zayıf bazlar veya böyle bir işlevi yerine getirebilecek bazlık düzeninin azaltılmasında emir verilir: NH₂ > OH^- > NH₃ > CN^- > CH₃COO^- > F^- > NO₃^- > Cl^- > Br^- > Ben^- > ClO₄^-.

Verilen dizideki hidroksitlerin eşlenik bazlarının konumu, asidin mukavemeti arttıkça, eşlenik bazının mukavemetinin düşük olacağını gösterir..

Örneğin, anyon I^- NH son derece zayıf bir üs iken, NH₂ Serinin en güçlüsü.

Öte yandan, sonuç olarak, bazı ortak organik bazların bazlığı aşağıdaki şekilde sıralanabilir: alkokksit> alifatik aminler ≈ fenoksitler> karboksilatlar = aromatik aminler ≈ heterosiklik aminler.

referanslar

1. Whitten, Davis, Peck ve Stanley. (2008). Kimya. (8. basım). CENGAGE Öğrenme.
2. Lleane Nieves M. (24 Mart 2014). Asitler ve bazlar [PDF]. Alınan: uprh.edu
3. Vikipedi. (2018). Zayıf taban Alınan: en.wikipedia.org
4. Editör Takımı (2018). Bir bazın dayanımı ve temel ayrışma sabiti. iquimicas. Kurtarıldı: iquimicas.com
5. Chung P. (22 Mart 2018). Zayıf asitler ve bazlar. Kimya Libretexts. Şu kaynaktan alındı: chem.libretexts.org