Slaba baza

Šablon:Kiseline i baze Slaba baza je ona koja se nakon rastvaranja u vodi ne disocira u potpunosti, a dobijeni vodeni rastvor sadrži hidroksidne ione i dotični bazni radikal u malom udjelu, zajedno s velikim udjelom neodlučenih molekula baze.

pH, Kb i KwUredi

Bazni rasponi se kreću se od pH iznad 7 (7 je neutralan, poput čiste vode) do 14 (iako neke baze veći pH od 14). Vrijednost pH ima formulu:

 

Budući da su baze prihvatitelji protona, baza prima vodikov ion iz vode, H2, a preostali H + određuje koncentracija u rastvoru. Slabe baze imat će veću koncentraciju H+ jer su manje u potpunosti protonirane od jačih baza i, stoga, u rastvoru ostaje više vodikovih iona. Ako se u formulu uključi veća koncentracija H+, rezultat će biti nizak pH. Međutim, pH baza obično se izračunava pomoću koncentracije OH kada se prvo pronađe pOH. To se događa jer koncentracija H+ nije dio reakcije, dok je koncentracija OH jeste.

 

Umnožavanjem konjugirane kiseline (poput NH4+) i konjugatne baze (poput NH 3 ) dobija se sljedeće:

 

budući da je   tada,  

Uzimanjem logaritama obje strane jednačine postiže se sljedeće:

 

Konačno, množeći jednačinu s –1, ona se pretvara u:

 

Nakon dobijanja pOH-a iz prethodne formule pOH, pH se može izračunati pomoću formule: pH = pKw–pOH gdje je pKw = 14,00. Slabe baze postoje u hemijskoj ravnoteži gotovo na isti način kao što to rade slabe kiseline, sa konstantom disocijacijom baze (Kb) što ukazuje na jačinu baze. Naprimjer, kada se amonijak stavi u vodu, postavlja se sljedeća ravnoteža:

 

Baze koje imaju veliki Kb će se ionizirati potpunije i time su jače baze. Kao što je gore navedeno, pH rastvora ovisi o koncentraciji H+ koja je povezana s koncentracijom OH konstantom samoionizacija ('Kw' = 1,0 x 10−14). Jaka baza ima nižu koncentraciju H+ jer su u potpunosti protonizirani, a manje vodikovih iona ostaju u rastvoru. Niža koncentracija H+ znači i veću koncentraciju OH, a samim tim i veći Kb. NaOH je jača baza nego CH3CH2)2NH (l) (dietilamin) koji je jača baza nego NH3 (g) (amonij). Kako baze slabe, to vrijednosti Kb postaju manje.[1]

Postotak protonacijeUredi

Kao što je gore navedeno, jačinaa baze ovisi prije svega o pH. Da bi lakše opisati jačinu slabih baza, korisno je znati postotak protoniranja – postotak baznih molekula koje su protonirane. Niži postotak odgovarat će nižem pH, jer oba broja proizlaze iz količine protoniranja. Slaba baza je manje protonirana, što dovodi do nižeg pH i nižeg postotka protoniranja.[2] Tipska ravnoteža prenosa protona izgleda ovako:

 

B predstavlja bazu

 

U ovoj formuli, [B]inicijal je početna koncentracija baze pretpostavljajući da nije došlo do protoniranja.

Opći problem pHUredi

Izračunavanje pH i postotak protonacije 0,20 M vodenog rastvora piridina , C5H5N. Kb for C5H5N je 1,8 x 10−9.[3]

Prvo se napišw ravnoteža prenosa protona;

 
 
Tabela ravnoteže, sa svim koncentracijama u molovima po litru
C5H5N C5H6N+ OH
Inicijalna normalnost 0,20 0 0
Promjene normalnosti –x +x +x
Ravnoteža normalnosti 0,20 –x x x
Zamjena ravnoteže molarnosti u konstantu baznosti  
Može se pretpostaviti da je x toliko mali da će biti besmislen kad koristimo značajne brojke.  
Rješenje za x.  
Provjerite pretpostavku da je x << 0,20  ; pa aproksimacija vrijedi
Ako se traži pOH za pOH = -log [OH] sa [OH]=x  
Od pH = pKwx–pOH,  
Iz jednačinee za procenat protoniranih s [HB+] = x i [B]inicial = 0,20,  

Prosječno 0,0095% piridina je protonizirani oblik C5H5NH+.

PrimjeriUredi

Jednostavne činjeniceUredi

  • Primjer slabe baze je amonijak. Ne sadrži hidroksidne ione, ali reagira s vodom dajući amonijeve i hidroksidne ione.[4]
  • Položaj ravnoteže varira od baze do baze, kada slaba baza reagira s vodom. Što je dalje lijevo, baza je slabija.[5]
  • Kada postoji gradijent vodikovih iona između dvije strane biološke membrane, koncentracija nekih slabih baza je fokusirana na samo jednu stranu membrane.[6] Slabe baze imaju tendenciju nakupljanja u kiseloj tekućini.[6] Želučana kiselina sadrži veću koncentraciju slabe baze od plazme.[6] Kiseli urin, u poređenju sa alkalnim urinom, brže luči slabe baze.[6]

Također pogledajteUredi

ReferenceUredi

  1. ^ "Explanation of strong and weak bases]". ChemGuide. Pristupljeno 23. 3. 2018.
  2. ^ Howard Maskill (1985). The physical basis of organic chemistry. Oxford University Press, Incorporated. ISBN 978-0-19-855192-8.
  3. ^ "Calculations of weak bases". Mr Kent's Chemistry Page. Pristupljeno 23. 3. 2018.
  4. ^ Atkins, Peter, and Loretta Jones. Chemical Principles: The Quest for Insight, 3rd Ed., New York: W.H. Freeman, 2005.
  5. ^ Clark, Jim. "Strong and Weak Bases."N.p.,2002. Web.
  6. ^ a b c d Milne, M.D.; Scribner, B.H.; Crawford, M.A. (1958). "Non-ionic diffusion and the excretion of weak acids and bases". The American Journal of Medicine. 24 (5): 709–729. doi:10.1016/0002-9343(58)90376-0.

Vanjski linkoviUredi