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, K_b i K_w

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:

{\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{H}}^{+}\right]

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.

{\mbox{pOH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{OH}}^{-}\right]

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

K_{a}\times K_{b}={[H_{3}O^{+}][NH_{3}] \over [NH_{4}^{+}]}\times {[NH_{4}^{+}][OH^{-}] \over [NH_{3}]}=[H_{3}O^{+}][OH^{-}]

budući da je ${K_{w}}=[H_{3}O^{+}][OH^{-}]$ tada, $K_{a}\times K_{b}=K_{w}$

Uzimanjem logaritama obje strane jednačine postiže se sljedeće:

logK_{a}+logK_{b}=logK_{w}

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

pK_{a}+pK_{b}=pK_{w}=14,00

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

\mathrm {K_{b}={[NH_{4}^{+}][OH^{-}] \over [NH_{3}]}}

Baze koje imaju veliki K_b 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 ('K_w' = 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 K_b. NaOH je jača baza nego CH₃CH₂)₂NH (l) (dietilamin) koji je jača baza nego NH₃ (g) (amonij). Kako baze slabe, to vrijednosti K_b postaju manje.^[1]

Postotak protonacije

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(aq)+H_{2}O(l)\leftrightarrow HB^{+}(aq)+OH^{-}(aq)

B predstavlja bazu

Peostotak\ protoniranih={molarnost\ za\ HB^{+} \over \ inicijalna\ molarnost\ za\ B}\times 100\%={[{HB}^{+}] \over [B]_{inicijal}}{\times 100\%}

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

Opći problem pH

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

Prvo se napišw ravnoteža prenosa protona;

\mathrm {H_{2}O(l)+C_{5}H_{5}N(aq)\leftrightarrow C_{5}H_{5}NH^{+}(aq)+OH^{-}(aq)}

K_{b}=\mathrm {[C_{5}H_{5}NH^{+}][OH^{-}] \over [C_{5}H_{5}N]}

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	$K_{b}=\mathrm {1,8\times 10^{-9}} ={x\times x \over 0,20-x}$
Može se pretpostaviti da je x toliko mali da će biti besmislen kad koristimo značajne brojke.	$\mathrm {1,8\times 10^{-9}} \approx {x^{2} \over 0,20}$
Rješenje za x.	$\mathrm {x} \approx {\sqrt {0,20\times (1,8\times 10^{-9})}}=1,9\times 10^{-5}$
Provjerite pretpostavku da je x << 0,20	$\mathrm {1} .9\times 10^{-5}\ll ,20$ ; pa aproksimacija vrijedi
Ako se traži pOH za pOH = -log [OH⁻] sa [OH⁻]=x	$\mathrm {p} OH\approx -log(1,9\times 10^{-5})=4,7$
Od pH = pK_wx–pOH,	$\mathrm {p} H\approx 14,00-4,7=9,3$
Iz jednačinee za procenat protoniranih s [HB⁺] = x i [B]_inicial = 0,20,	$\mathrm {P} ostotak\ protoniranih={1,9\times 10^{-5} \over 0,20}\times 100\%=0,0095\%$

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

Primjeri

Alanin
Amonij, NH₃
Metilamin, CH₃NH₂
Amonij-hidroksid, NH₄OH

Jednostavne činjenice

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 pogledajte

Reference

^ "Explanation of strong and weak bases]". ChemGuide. Pristupljeno 23. 3. 2018.
^ Howard Maskill (1985). The physical basis of organic chemistry. Oxford University Press, Incorporated. ISBN 978-0-19-855192-8.
^ "Calculations of weak bases". Mr Kent's Chemistry Page. Pristupljeno 23. 3. 2018.
^ Atkins, Peter, and Loretta Jones. Chemical Principles: The Quest for Insight, 3rd Ed., New York: W.H. Freeman, 2005.
^ Clark, Jim. "Strong and Weak Bases."N.p.,2002. Web.
^ ^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 linkovi

[1] "Explanation of strong and weak bases]". ChemGuide. Pristupljeno 23. 3. 2018.

[Maskill1985-2] 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.

[ac.els-cdn.com-6] 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.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]