- Dissociazione
- Ammoniaca
- Esempio di calcolo
- K b
- pK b
- pH
- Percentuale di ionizzazione
- Proprietà
- Esempi
- Le ammine
- Basi azotate
- Basi coniugate
- Riferimenti
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
- Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Chimica. (8 ° ed.). CENGAGE Apprendimento.
- Lleane Nieves M. (24 marzo 2014). Acidi e basi. . Estratto da: uprh.edu
- Wikipedia. (2018). Base debole. Estratto da: en.wikipedia.org
- Team editoriale. (2018). Forza di base e costante di dissociazione di base. chimica. Estratto da: iquimicas.com
- Chung P. (22 marzo 2018). Acidi e basi deboli. Chemistry Libretexts. Recupero da: chem.libretexts.org
