Yếu cơ sở phân ly, tính chất và ví dụ

các căn cứ yếu chúng là những loài ít có xu hướng tặng electron, phân ly trong dung dịch nước hoặc chấp nhận proton. Lăng kính mà các đặc điểm của nó được phân tích bị chi phối bởi định nghĩa xuất hiện từ các nghiên cứu của một số nhà khoa học nổi tiếng.

Ví dụ, theo định nghĩa của Bronsted-Lowry, một bazơ yếu là cơ sở chấp nhận ion hydro H rất thuận nghịch (hoặc null)⁺. Trong nước, phân tử H của nó₂Hoặc là người tặng H⁺ đến căn cứ xung quanh. Nếu thay vì nước là axit HA yếu, thì bazơ yếu chỉ có thể trung hòa nó.

Một bazơ mạnh không chỉ trung hòa tất cả các axit trong môi trường, mà còn có thể tham gia vào các phản ứng hóa học khác với hậu quả bất lợi (và gây chết người).

Vì lý do này, một số bazơ yếu, chẳng hạn như magiê sữa, hoặc viên muối photphat hoặc natri bicarbonate, được sử dụng làm thuốc kháng axit (ảnh trên).

Tất cả các bazơ yếu đều có điểm chung là sự hiện diện của một cặp electron hoặc điện tích âm ổn định trong phân tử hoặc ion. Do đó, CO₃^- nó là một cơ sở yếu chống lại OH^-; và cơ sở đó tạo ra ít OH^- trong sự phân ly của nó (định nghĩa của Arrenhius) nó sẽ là cơ sở yếu nhất.

Chỉ số

• 1 phân ly
  • 1.1 Amoniac
  • 1.2 Ví dụ tính toán
• 2 thuộc tính
• 3 ví dụ
  • 3,1 amin
  • 3.2 Cơ sở nitơ
  • 3.3 Căn cứ liên hợp
• 4 tài liệu tham khảo

Phân ly

Một bazơ yếu có thể được viết là BOH hoặc B. Người ta nói rằng nó trải qua một sự phân ly khi các phản ứng sau xảy ra trong pha lỏng với cả hai bazơ (mặc dù nó có thể xảy ra trong chất khí hoặc thậm chí là chất rắn):

Ơ <=> B⁺ + OH^-

B + H₂Ôi <=> HB⁺ + OH^-

Lưu ý rằng mặc dù cả hai phản ứng có vẻ khác nhau, nhưng chúng có sản xuất OH chung^-. Ngoài ra, hai phân tách thiết lập một sự cân bằng, vì vậy chúng không đầy đủ; nghĩa là, chỉ có một tỷ lệ phần trăm của cơ sở thực sự tách ra (điều này không xảy ra với các bazơ mạnh như NaOH hoặc KOH).

Phản ứng đầu tiên "gắn bó" hơn với định nghĩa của Arrenhius đối với các bazơ: phân ly trong nước để tạo ra các loại ion, đặc biệt là anion hydroxyl OH^-.

Trong khi phản ứng thứ hai tuân theo định nghĩa của Bronsted-Lowry, vì B là protonando hoặc chấp nhận H⁺ nước.

Tuy nhiên, hai phản ứng, khi thiết lập sự cân bằng, được coi là sự phân ly của một cơ sở yếu.

Amoniac

Amoniac có lẽ là cơ sở yếu phổ biến nhất của tất cả. Sự phân ly của nó trong nước có thể được mô tả theo cách sau:

NH₃ (ac) + H₂Ô (l)   <=>   NH₄⁺ (ac) + OH^- (ac)

Do đó, NH₃ vào danh mục các căn cứ được biểu thị bằng 'B'.

Hằng số phân ly của amoniac, K_b, được cho bởi biểu thức sau:

K_b = [NH₄⁺] [OH^-] / [NH₃]

Ở nhiệt độ 25 ° C trong khoảng 1,8 x 10^-5. Tính pK của bạn_b bạn có:

pK_b = - đăng nhập K_b

= 4,74

Trong sự phân ly của NH₃ Điều này nhận được một proton từ nước, vì vậy nó có thể được coi là nước như một axit theo Bronsted-Lowry.

Muối hình thành ở phía bên phải của phương trình là amoni hydroxit, NH₄OH, được hòa tan trong nước và không có gì ngoài dung dịch amoniac. Chính vì lý do này mà định nghĩa Arrenhius cho một căn cứ được đáp ứng với amoniac: sự hòa tan của nó trong nước tạo ra các ion NH₄⁺ và OH^-.

NH₃ có thể tặng một cặp electron mà không chia sẻ trong nguyên tử nitơ; đây là nơi định nghĩa Lewis cho một căn cứ xuất hiện, [H₃N:].

Ví dụ tính toán

Nồng độ dung dịch nước của methylamine bazơ yếu (CH₃NH₂) là như sau: [CH₃NH₂] trước khi phân ly = 0,010 M; [CH₃NH₂] sau khi phân ly = 0,008 M.

Tính K_b, pK_b, pH và tỷ lệ ion hóa.

K_b

Đầu tiên phương trình phân ly của nó trong nước phải được viết:

CH₃NH₂ (ac) + H₂Ô (l)    <=>     CH₃NH₃⁺ (ac) + OH^- (ac)

Tiếp theo biểu thức toán học của K_b 

K_b = [CH₃NH₃⁺] [OH^-] / [CH₃NH₂]

Ở trạng thái cân bằng, nó được thực hiện rằng [CH₃NH₃⁺] = [OH^-]. Các ion này đến từ sự phân ly của CH₃NH₂, vì vậy nồng độ của các ion này được cho bởi sự khác biệt giữa nồng độ CH₃NH₂ trước và sau khi phân tách.

[CH₃NH₂]_{tách ra} = [CH₃NH₂]_{ban đầu} - [CH₃NH₂]_{số dư}

[CH₃NH₂]_{tách ra} = 0,01 M - 0,008 M

= 0,002 M

Sau đó, [CH₃NH₃⁺] = [OH^-] = 2 10^-3 M

K_b = (2 10^-3)² M / (8 10^-2)

= 5 10^-4

pK_b

Tính K_b, Nó rất dễ dàng để xác định pK_b

pK_b = - đăng nhập Kb

pK_b = - đăng nhập 5 10^-4

= 3,301

pH

Để tính pH, ​​vì đây là dung dịch nước, pOH phải được tính trước và trừ đi 14:

pH = 14 - pOH

pOH = - log [OH^-]

Và như nồng độ OH đã được biết đến^-, tính toán là trực tiếp

pOH = -log 2 10^-3

= 2,70

pH = 14 - 2,7

= 11,3

Tỷ lệ ion hóa

Để tính toán nó, nó phải được xác định bao nhiêu cơ sở đã được phân tách. Vì điều này đã được thực hiện ở các điểm trước, nên phương trình sau được áp dụng:

([CH₃NH₃⁺] / [CH₃NH₂]^°) x 100%

Ở đâu [CH₃NH₂]^° là nồng độ ban đầu của bazơ và [CH₃NH₃⁺] nồng độ axit liên hợp của nó. Tính rồi:

Phần trăm ion hóa = (2 10^-3 / 1 10^-2) x 100%

= 20%

Thuộc tính

-Các amin yếu có vị đắng đặc trưng, ​​có trong cá và được trung hòa với việc sử dụng chanh.

-Chúng có hằng số phân ly thấp, đó là lý do tại sao chúng gây ra nồng độ ion thấp trong dung dịch nước. Không phải vì lý do này, chất dẫn điện tốt.

-Trong dung dịch nước, chúng tạo ra độ pH kiềm vừa phải, do đó chúng thay đổi màu của giấy quỳ từ đỏ sang xanh.

-Chúng chủ yếu là các amin (bazơ hữu cơ yếu).

-Một số là các bazơ liên hợp của axit mạnh.

-Các bazơ phân tử yếu chứa các cấu trúc có khả năng phản ứng với H⁺.

Ví dụ

Amin

-Methylamine, CH₃NH₂, Kb = 5,0 10^-4, pKb = 3,30

-Dimethylamine, (CH₃)₂NH, Kb = 7,4 10^-4, pKb = 3,13

-Trimethylamine, (CH₃)₃N, Kb = 7,4 10^-5, pKb = 4,13

-Pyridin, C₅H₅N, Kb = 1,5 10^-9, pKb = 8,82

-Anilin, C₆H₅NH₂, Kb = 4.2 10^-10, pKb = 9,32.

Cơ sở nitơ

Các bazơ nitơ adenine, guanine, thymine, cytosine và uracil là các bazơ yếu với các nhóm amin, là một phần của các nucleotide của axit nucleic (DNA và RNA), nơi chứa thông tin cho việc truyền di truyền.

Adenine, ví dụ, là một phần của các phân tử như ATP, nguồn năng lượng chính của sinh vật. Ngoài ra, adenine có trong các coenzyme như flavin adenyl dinucleotide (FAD) và nicotin adenyl dinucleotide (NAD), có liên quan đến nhiều phản ứng oxy hóa - khử.

Căn cứ liên hợp

Các cơ sở yếu sau đây, hoặc có thể thực hiện một chức năng như vậy, được sắp xếp theo thứ tự cơ bản giảm dần: NH₂ > OH^- > NH₃ > CN^- > CH₃COO^- > F^- > KHÔNG₃^- > Cl^- > Br^- > Tôi^- > ClO₄^-.

Vị trí của các bazơ liên hợp của hydrocua trong dãy đã cho chỉ ra rằng độ bền của axit càng lớn thì càng thấp sẽ là cường độ của bazơ liên hợp của nó..

Ví dụ, anion I^- nó là một cơ sở cực kỳ yếu, trong khi NH₂ là mạnh nhất trong loạt.

Mặt khác, để kết luận, tính cơ bản của một số bazơ hữu cơ phổ biến có thể được sắp xếp theo cách sau: alkoxide> aliphatic amin ≈ phenoxides> carboxylates = aromatic amin ≈ heterocyclic amin.

Tài liệu tham khảo

1. Whites, Davis, Peck & Stanley. (2008). Hóa học (Tái bản lần thứ 8). Học tập.
2. Lleane Nokers M. (ngày 24 tháng 3 năm 2014). Axit và bazơ. [PDF] Lấy từ: uprh.edu
3. Wikipedia. (2018). Cơ sở yếu. Lấy từ: en.wikipedia.org
4. Đội ngũ biên tập (2018). Sức mạnh của một cơ sở và hằng số phân ly cơ bản. iquimicas. Phục hồi từ: iquimicas.com
5. Chung P. (ngày 22 tháng 3 năm 2018). Axit yếu & bazơ. Hóa học Libretexts. Lấy từ: chem.libretexts.org