BASI DEBOLI: DISSOCIAZIONE, PROPRIETÀ ED ESEMPI - CHIMICA - 2026

Le basi deboli sono specie con scarsa tendenza a donare elettroni dissociandosi in soluzioni acquose, o accettando protoni. Il prisma con cui vengono analizzate le sue caratteristiche è governato dalla definizione derivante dagli studi di alcuni famosi scienziati.

Ad esempio, secondo la definizione di Bronsted-Lowry, una base debole è quella che accetta uno ione idrogeno H ⁺ in modo molto reversibile (o nullo) . In acqua, la sua molecola di H ₂ O è quella che dona un H ⁺ alla base circostante. Se invece dell'acqua fosse un HA acido debole, la base debole potrebbe difficilmente neutralizzarlo.

Fonte: Midnightcomm, da Wikimedia Commons

Una base forte non solo neutralizzerebbe tutti gli acidi nell'ambiente, ma potrebbe anche partecipare ad altre reazioni chimiche con conseguenze avverse (e fatali).

È per questo motivo che alcune basi deboli, come la magnesia del latte, o le pastiglie di sale fosfato o il bicarbonato di sodio, vengono utilizzate come antiacidi (immagine in alto).

Tutte le basi deboli hanno in comune la presenza di una coppia di elettroni o di una carica negativa stabilizzata sulla molecola o sullo ione. Quindi, CO ₃ ^- è una base debole rispetto a OH ^- ; e la base che produce meno OH ^- nella sua dissociazione (definizione di Arrenhius) sarà la base più debole.

Dissociazione

Una base debole può essere scritta come BOH o B. Si dice che subisca dissociazione quando si verificano le seguenti reazioni con entrambe le basi in fase liquida (sebbene possa verificarsi nei gas o anche nei solidi):

BOH <=> B ⁺ + OH ^-

B + H ₂ O <=> HB ⁺ + OH ^-

Si noti che anche se entrambe le reazioni possono apparire diverse, hanno la produzione di OH ^- in comune . Inoltre, le due dissociazioni stabiliscono un equilibrio, quindi sono incomplete; cioè, solo una percentuale della base si dissocia effettivamente (cosa che non accade con basi forti come NaOH o KOH).

La prima reazione "si adatta" più strettamente alla definizione di basi di Arrenhius: dissociazione in acqua per dare specie ioniche, in particolare l'anione idrossile OH ^- .

Mentre la seconda reazione obbedisce alla definizione di Bronsted-Lowry, poiché B viene protonato o accetta H ⁺ dall'acqua.

Tuttavia, le due reazioni, quando stabiliscono un equilibrio, sono considerate dissociazioni di base deboli.

Ammoniaca

L'ammoniaca è forse la base debole più comune di tutte. La sua dissociazione in acqua può essere delineata come segue:

NH ₃ (aq) + H ₂ O (l) <=> NH ₄ ⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Pertanto, NH ₃ rientra nella categoria delle basi rappresentate da "B".

La costante di dissociazione dell'ammoniaca, K _b , è data dalla seguente espressione:

K _b = /

Che a 25 ° C in acqua è circa 1,8 x ^10-5 . Calcolando quindi il suo pK _b abbiamo:

pK _b = - log K _b

= 4,74

Nella dissociazione di NH _3, riceve un protone dall'acqua, quindi l'acqua può essere considerata un acido secondo Bronsted-Lowry.

Il sale formato sul lato destro dell'equazione è l'idrossido di ammonio, NH ₄ OH, che viene sciolto in acqua e non è altro che ammoniaca acquosa. È per questo motivo che la definizione Arrenhius di base è soddisfatta con l'ammoniaca: la sua dissoluzione in acqua produce gli ioni NH ₄ ⁺ e OH ^- .

NH ₃ è in grado di donare una coppia di elettroni non condivisi situati sull'atomo di azoto; È qui che entra in gioco la definizione di Lewis per una base.

Esempio di calcolo

La concentrazione della soluzione acquosa della metilammina a base debole (CH ₃ NH ₂ ) è la seguente: prima della dissociazione = 0,010 M; dopo la dissociazione = 0,008 M.

Calcola K _b , pK _b , pH e ionizzazione percentuale.

K _b

Per prima cosa bisogna scrivere l'equazione della sua dissociazione in acqua:

CH ₃ NH ₂ (aq) + H ₂ O (l) <=> CH ₃ NH ₃ ⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Seguendo l'espressione matematica di K _b

K _b = /

In equilibrio, =. Questi ioni derivano dalla dissociazione di CH ₃ NH ₂ , quindi la concentrazione di questi ioni è data dalla differenza tra la concentrazione di CH ₃ NH ₂ prima e dopo la dissociazione.

_dissociato = _iniziale - _equilibrio

_dissociato = 0,01 M - 0,008 M

= 0,002 M

Quindi, = = 2 ∙ ^10-3 M

K _b = (2 ∙ ^10-3 ) ² M / (8 ∙ ^10-2 ) M

= 5 ∙ ^10-4

pK _b

Calcolato K _b , è molto facile determinare pK _b

pK _b = - log Kb

pK _b = - log 5 ∙ ^10-4

= 3.301

pH

Per calcolare il pH, trattandosi di una soluzione acquosa, occorre prima calcolare il pOH e sottrarre da 14:

pH = 14 - pOH

pOH = - log

E poiché l'OH ^- concentrazione è già noto , il calcolo è semplice

pOH = -log 2 ∙ ^10-3

= 2,70

pH = 14 - 2,7

= 11,3

Percentuale di ionizzazione

Per calcolarlo, è necessario determinare quanta parte della base è stata dissociata. Poiché questo è stato già fatto nei punti precedenti, si applica la seguente equazione:

(/ ^° ) x 100%

Dove ^° è la concentrazione iniziale della base e la concentrazione del suo acido coniugato. Calcolando quindi:

Ionizzazione percentuale = (2 ∙ ^10-3 / 1 ∙ ^10-2 ) x 100%

= 20%

Proprietà

-Le basi ammine deboli hanno un caratteristico sapore amaro, presente nel pesce e che viene neutralizzato con l'uso del limone.

-Hanno una bassa costante di dissociazione, motivo per cui provocano una bassa concentrazione di ioni in soluzione acquosa. Non essendo, per questo motivo, buoni conduttori di elettricità.

-In soluzione acquosa originano un pH alcalino moderato, motivo per cui cambiano il colore della cartina di tornasole da rosso a blu.

-Per la maggior parte sono ammine (basi organiche deboli).

-Alcune sono le basi coniugate di acidi forti.

-Le basi molecolari deboli contengono strutture in grado di reagire con H ⁺ .

Esempi

Le ammine

-Methylamine, CH ₃ NH ₂ , Kb = 5,0 ∙ 10 ^-4 , pK = 3,30

-Dimetilammina, (CH ₃ ) ₂ NH, Kb = 7,4 ∙ 10 ^-4 , pK = 3,13

-Trimethylamine, (CH ₃ ) ₃ N, Kb = 7,4 ∙ 10 ^-5 , pK = 4,13

-Piridina, C ₅ H ₅ N, Kb = 1,5 ∙ ^10-9 , pKb = 8,82

-Anilina, C ₆ H ₅ NH ₂ , Kb = 4,2 * 10 ^-10 , pK = 9,32.

Basi azotate

Le basi azotate adenina, guanina, timina, citosina e uracile sono basi deboli con gruppi amminici, che fanno parte dei nucleotidi degli acidi nucleici (DNA e RNA), dove risiedono le informazioni per la trasmissione ereditaria.

L'adenina, ad esempio, fa parte di molecole come l'ATP, il principale serbatoio di energia degli esseri viventi. Inoltre, l'adenina è presente in coenzimi come flavin adenyl dinucleotide (FAD) e nicotin adenyl dinucleotide (NAD), che sono coinvolti in numerose reazioni di riduzione dell'ossido.

Basi coniugate

Le seguenti basi deboli, o che possono svolgere una funzione in quanto tale, sono disposte in ordine decrescente di basicità: NH ₂ > OH ^- > NH ₃ > CN ^- > CH ₃ COO ^- > F ^- > NO ₃ ^- > Cl ^- > Br ^- > I ^- > ClO ₄ ^- .

La posizione delle basi coniugate degli idracidi nella sequenza data indica che maggiore è la forza dell'acido, minore è la forza della sua base coniugata.

Ad esempio, l'anione I ^- è una base estremamente debole, mentre NH ₂ è il più forte della serie.

D'altra parte, infine, la basicità di alcune comuni basi organiche può essere disposta nel modo seguente: alcossido> ammine alifatiche ≈ fenossidi> carbossilati = ammine aromatiche ≈ ammine eterocicliche.

Riferimenti

1. Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Chimica. (8 ° ed.). CENGAGE Apprendimento.
2. Lleane Nieves M. (24 marzo 2014). Acidi e basi. . Estratto da: uprh.edu
3. Wikipedia. (2018). Base debole. Estratto da: en.wikipedia.org
4. Team editoriale. (2018). Forza di base e costante di dissociazione di base. chimica. Estratto da: iquimicas.com
5. Chung P. (22 marzo 2018). Acidi e basi deboli. Chemistry Libretexts. Recupero da: chem.libretexts.org