Слабая база - Weak base

Слабая база - это основание который при растворении в воде не диссоциирует полностью, так что полученный водный раствор содержит только небольшую часть гидроксид-ионов и соответствующего основного радикала, а также большую часть недиссоциированных молекул основания.

pH, К_б, а K_ш

Основания дают растворы, в которых ион водорода Мероприятия ниже, чем в чистой воде, т. е. раствор имеет pH больше 7,0 при стандартных условиях, потенциально может достигать 14 (и даже больше 14 для некоторых баз). Формула pH:

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

Базы протон акцепторы; база получит ион водорода из воды, H₂O, а оставшиеся H⁺ концентрация в растворе определяет pH. Слабая база будет иметь более высокий H⁺ концентрации, чем более сильное основание, потому что оно менее полно протонированный чем более сильное основание, и, следовательно, в его растворе остается больше ионов водорода. Учитывая его большее H⁺ концентрации, формула дает более низкое значение pH для слабого основания. Тем не менее, pH оснований обычно рассчитывается через OH⁻ концентрация. Это сделано потому, что H⁺ концентрация не является частью реакции, тогда как OH⁻ концентрация есть. POH определяется как:

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

Если мы умножим константы равновесия конъюгированная кислота (например, NH₄⁺) и сопряженное основание (такое как NH₃) мы получаем:

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

В качестве ${\displaystyle {K_{w}}=[H_{3}O^{+}][OH^{-}]}$ это просто константа самоионизации воды, у нас есть ${\displaystyle K_{a}\times K_{b}=K_{w}}$

Логарифмирование обеих частей уравнения дает:

${\displaystyle logK_{a}+logK_{b}=logK_{w}}$

Наконец, умножая обе части на -1, получаем:

${\displaystyle pK_{a}+pK_{b}=pK_{w}=14.00}$

Для pOH, полученного по приведенной выше формуле pOH, pH основания может быть рассчитан из ${\displaystyle pH=pK_{w}-pOH}$, где pK_ш = 14.00.

Слабая база сохраняется в химическое равновесие во многом так же, как слабая кислота делает, с константа диссоциации оснований (K_б) с указанием прочности основания. Например, при добавлении аммиака в воду устанавливается следующее равновесие:

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

База с большим K_б ионизируется более полно и, следовательно, является более сильным основанием. Как показано выше, pH раствора, который зависит от H⁺ концентрация, увеличивается с увеличением OH⁻ концентрация; больший ОН⁻ концентрация означает меньшую H⁺ концентрация, следовательно, более высокий pH. У сильных оснований меньше H⁺ концентрации, потому что они более полно протонированы, оставляя меньше ионов водорода в растворе. А меньше ЧАС⁺ концентрация означает больше ОЙ⁻ концентрация и, следовательно, большая K_б и более высокий pH.

NaOH (s) (гидроксид натрия) является более сильным основанием, чем (CH₃CH₂)₂NH (л) (диэтиламин ), которая является более сильным основанием, чем NH₃ (г) (аммиак). Чем слабее основания, тем меньше K_б ценности становятся.^[1]

Процент протонированных

Как видно выше, сила основания зависит в первую очередь от pH. Чтобы описать сильные стороны слабых оснований, полезно знать процент протонированных - процент молекул оснований, которые были протонированы. Более низкий процент будет соответствовать более низкому pH, потому что оба числа являются результатом количества протонирования. Слабое основание менее протонировано, что приводит к более низкому pH и более низкому проценту протонированного основания.^[2]

Типичное равновесие с переносом протона выглядит так:

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

B представляет собой основу.

${\displaystyle Percentage\ protonated={molarity\ of\ HB^{+} \over \ initial\ molarity\ of\ B}\times 100\%={[{HB}^{+}] \over [B]_{initial}}{\times 100\%}}$

В этой формуле [B]_{исходный} - начальная молярная концентрация основания в предположении, что протонирование не произошло.

Типичная проблема с pH

Рассчитайте pH и процент протонирования 20 M водного раствора пиридина, C₅ЧАС₅N. The K_б для C₅ЧАС₅N составляет 1,8 x 10⁻⁹.^[3]

Сначала запишите равновесие переноса протона:

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

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

Таблица равновесия со всеми концентрациями в молях на литр:

	C5ЧАС5N	C5ЧАС6N^+	ОЙ^−
начальная нормальность	.20	0	0
изменение нормальности	-Икс	+ х	+ х
равновесная нормальность	.20 -x	Икс	Икс

Подставьте равновесные молярности в константу основности	${\displaystyle K_{b}=\mathrm {1.8\times 10^{-9}} ={x\times x \over .20-x}}$
Мы можем предположить, что x настолько мал, что к тому времени, когда мы будем использовать значащие числа, он потеряет смысл.	${\displaystyle \mathrm {1.8\times 10^{-9}} \approx {x^{2} \over .20}}$
Решите относительно x.	${\displaystyle \mathrm {x} \approx {\sqrt {.20\times (1.8\times 10^{-9})}}=1.9\times 10^{-5}}$
Проверьте предположение, что x << .20	${\displaystyle \mathrm {1} .9\times 10^{-5}\ll .20}$; так что приближение действительно
Найдите pOH из pOH = -log [OH^−] с [OH^−] = х	${\displaystyle \mathrm {p} OH\approx -log(1.9\times 10^{-5})=4.7}$
От pH = pKш - pOH,	${\displaystyle \mathrm {p} H\approx 14.00-4.7=9.3}$
Из уравнения для процента протонированного с [HB^+] = x и [B]исходный = .20,	${\displaystyle \mathrm {p} ercentage\ protonated={1.9\times 10^{-5} \over .20}\times 100\%=.0095\%}$

Это означает, что 0,0095% пиридина находится в протонированной форме C₅ЧАС₅NH⁺.

Примеры

• Аланин
• Аммиак, NH₃
• Метиламин, CH₃NH₂
• Гидроксид аммония, NH₄ОЙ

Простые факты

• Пример слабого основания - аммиак. Он не содержит гидроксид-ионы, но реагирует с водой с образованием ионов аммония и гидроксид-ионов.^[4]
• Положение равновесия меняется от основания к основанию, когда слабое основание реагирует с водой. Чем левее, тем слабее основание.^[5]
• Когда существует градиент ионов водорода между двумя сторонами биологической мембраны, концентрация некоторых слабых оснований сосредоточена только на одной стороне мембраны.^[6] Слабые основания склонны накапливаться в кислых жидкостях.^[6] Кислый желудок содержит более высокую концентрацию слабого основания, чем плазма.^[6] Кислая моча, по сравнению с щелочной мочой, выводит слабые основания более быстрыми темпами.^[6]

Смотрите также

• Сильная база
• Слабая кислота

Рекомендации

1. «Объяснение сильных и слабых оснований]». ChemGuide. Получено 2018-03-23.
2. Ховард Маскилл (1985). Физические основы органической химии. Oxford University Press, Incorporated. ISBN  978-0-19-855192-8.
3. «Расчеты слабых оснований». Страница химии мистера Кента. Получено 2018-03-23.
4. Аткинс, Питер и Лоретта Джонс. Химические принципы: поиски понимания, 3-е изд., Нью-Йорк: W.H. Фримен, 2005.
5. Кларк, Джим. «Сильная и слабая основы». Н.П., 2002. Интернет.
6. Милн, доктор медицины; Scribner, B.H .; Кроуфорд, MA (1958). «Неионная диффузия и выведение слабых кислот и оснований». Американский журнал медицины. 24 (5): 709–729. Дои:10.1016/0002-9343(58)90376-0.

внешняя ссылка

• Путеводитель по слабым основам из Джорджтауна, примечания к курсу
• Статья о кислотности растворов слабых оснований из Intute