Bases fracas

Uma colher de sopa de leite de magnésia, uma base fraca. Com licença

Quais são as bases fracas?

As bases fracas São espécies que não se dissociam completamente ao se dissolver em água, têm pouca tendência a doar elétrons ou aceitar prótons. O prisma com o qual suas características são analisadas é governada pela definição decorrente dos estudos de vários cientistas famosos.

Por exemplo, de acordo com a definição de Bronsted-Lowry, uma base fraca é aquela que aceita de uma maneira muito reversível (ou nula) um íon hidrogênio H⁺. Na água, sua molécula H₂o é a que doa um h⁺ para a base circundante. Se, em vez de água, fosse um ácido fraco, então a base fraca mal poderia neutralizá -la.

Uma base forte não apenas neutralizaria todos os ácidos no ambiente, mas também poderiam participar de outras reações químicas com consequências adversas (e mortais).

É por esse motivo que algumas bases fracas, como leite de magnésia ou sais de fosfato comprimido ou bicarbonato de sódio, são usados ​​como antiácidos.

Todas as bases fracas têm em comum a presença de um par de elétrons ou uma carga negativa estabilizada na molécula ou íon. Assim, o CO₃^- É uma base fraca contra oh^-, E aquela base que produz menos oh^- Em sua dissociação (definição de Arrenhius), será a base mais fraca.

Propriedades de bases fracas

• As bases de amina fracas têm um sabor amargo característico, presente em peixes e neutralizado com o uso de limão.
• Eles têm uma baixa constante de dissociação, então originam uma baixa concentração de íons em solução aquosa. Por esse motivo, eles não são bons condutores de eletricidade.
• Em solução aquosa, eles originam um pH alcalino moderado, então eles mudam a cor do papel de broto vermelho para azul.
• Eles são principalmente amina (bases fracas orgânicas).
• Alguns são as bases conjugadas de ácidos fortes.
• Bases fracas moleculares contêm estruturas capazes de reagir com H⁺.

Dissociação

Uma base fraca pode ser escrita como boh ou b. Diz -se que sofre uma dissociação quando as seguintes reações na fase líquida ocorrem com ambas as bases (embora possa ocorrer em gases, ou mesmo sólidos):

Pode servir você: Boyle Law

Boh b⁺ + Oh^-

B + h₂o hb⁺ + Oh^-

Observe que, embora ambas as reações possam parecer diferentes, elas têm em comum a produção de OH^-. Além disso, as duas dissociações estabelecem um equilíbrio, por isso estão incompletas, ou seja, apenas uma porcentagem da base realmente se dissocia (que não acontece com bases fortes como NaOH ou KOH).

A primeira reação é "ligada" à definição de Arrenóhius para as bases: dissociação na água para dar espécies iônicas, especialmente oh hidroxil ânion^-.

Enquanto a segunda reação, obedece à definição de Bronsted-Lowry, já que B está sendo próton ou aceita h⁺ da água.

No entanto, nas duas reações, quando estabelecem um equilíbrio, são consideradas dissociações de uma base fraca.

Amônia

A amônia é talvez a base mais comum de todos. Sua dissociação na água pode esquematizar a seguinte maneira:

NH₃ (AC) +H₂O (L) NH₄⁺ (AC) +OH^- (AC)

Portanto, o NH₃ Digite a categoria de bases representadas com 'B'.

A constante de dissociação de amônia, k_b, É dado pela seguinte expressão:

K_b = [NH₄⁺] [Oh^-] / [NH₃]

Que a 25 ° C em água é de aproximadamente 1,8 x 10^-5. Em seguida, calculando seu PK_b se tem:

Pk_b = - log k_b

= 4,74

Na dissociação de NH₃ Isso recebe um próton da água, para que possa ser considerado na água como um ácido de acordo com Brnsted-Lowry.

O sal formado no lado direito da equação é o hidróxido de amônio, NH₄Oh, que é dissolvido na água e nada além de amônia aquosa. É por esse motivo que a definição de Arrenhius para uma base é cumprida com amônia: sua dissolução de água produz os íons NH₄⁺ e oh^-.

O NH₃ É capaz de doar alguns elétrons sem compartilhar localizados no átomo de nitrogênio. É aqui que a definição de Lewis entra em uma base [h₃N:].

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Exemplo de cálculo

A concentração da solução aquosa da fraca base de metilamina (CH₃NH₂) é o seguinte: [CH₃NH₂] antes da dissociação = 0,010 m; [CH₃NH₂] Após dissociação = 0,008 m.

Calcule k_b, Pk_b, pH e porcentagem de ionização.

K_b

Primeiro, a equação da sua dissociação na água deve ser escrita:

CH₃NH₂ (AC) +H₂O (L) CH₃NH₃⁺ (AC) +OH^- (AC)

Então da expressão matemática de K_b  

K_b = [Cap₃NH₃⁺] [Oh^-] / [CHO₃NH₂]

Em equilíbrio, é verdade que [CH₃NH₃⁺] = [Oh^-]. Esses íons vêm da dissociação de CH₃NH₂, Portanto, a concentração desses íons é dada pela diferença entre a concentração de CH₃NH₂ antes e depois da dissociação.

[CH₃NH₂]_dissociado = [Cap₃NH₂]_inicial - [CH₃NH₂]_equilíbrio

[CH₃NH₂]_dissociado = 0,01 m - 0,008 m

= 0,002 m

Então [Cho₃NH₃⁺] = [Oh^-] = 2 ∙ 10^-3 M

K_b = (2 ∙ 10^-3)² M / (8 ∙ 10^-2) M

= 5 ∙ 10^-4

Pk_b

Calculado k_b, É muito fácil determinar PK_b

Pk_b = - Log KB

Pk_b = - log 5 ∙ 10^-4

= 3.301

ph

Para calcular o pH, uma vez que é uma solução aquosa, o POH deve ser calculado primeiro e subtrair a 14:

pH = 14 - POH

poh = - log [oh^-]

E como a concentração de OH já é conhecida^-, O cálculo é direto:

Poh = -log 2 ∙ 10^-3

= 2,70

pH = 14 - 2.7

= 11.3

Porcentagem de ionização

Para calculá -lo, deve -se determinar quanto a base foi dissociada. Como isso já foi feito nos pontos anteriores, a seguinte equação é aplicada:

([CH₃NH₃⁺] / [CHO₃NH₂]^°) X 100%

Onde [cap₃NH₂]^° É a concentração inicial da base e [CH₃NH₃⁺] A concentração de seu ácido conjugado. Calculando então:

Porcentagem de ionização = (2 ∙ 10^-3 / 1 ∙ 10^-2) X 100%

Pode atendê -lo: fosfuro de alumínio (AIP): estrutura, propriedades, usos, riscos

= 20%

Exemplos de bases fracas

Aminas

• Metilamine, cap₃NH₂, KB = 5,0 ∙ 10^-4, PKB = 3,30
• Dimetilamina (cap₃)₂NH, KB = 7,4 ∙ 10^-4, PKB = 3,13
• Trimetilamina (cap₃)₃N, kb = 7,4 ∙ 10^-5, PKB = 4,13
• Piridina, c₅H₅N, kb = 1,5 ∙ 10^-9, PKB = 8,82
• Anilina, c₆H₅NH₂, KB = 4,2 ∙ 10^-10, PKB = 9,32.

Bases de nitrogênio

As bases de adenina, guanina, timin, citosina e nitrogênio uracil são bases fracas com grupos de aming, que fazem parte dos nucleotídeos dos ácidos nucleicos (DNA e RNA), onde residem as informações para transmissão hereditária.

A adenina, por exemplo, faz parte de moléculas como o ATP, o principal reservatório de energia dos seres vivos. Além disso, a adenina está presente em coenzimas como flavina adenil dinucleotídeo (FAD) e nicotina adenil dinucleotídeo (NAD), que estão envolvidas em inúmeras reações de redução de óxido.

Bases conjugadas

As seguintes bases fracas, ou que podem cumprir uma função como tal, são ordenadas em ordem decrescente de basicidade: NH₂ > Oh^- > NH₃ > CN^- > Cap₃COO^- > F^- > Não₃^- > Cl^- > Br^- > I^- > Clo₄^-.

A localização das bases conjugadas dos hidraceídeos na sequência dada, indica que quanto maior a força do ácido, menor a força de sua base conjugada será.

Por exemplo, ânion i^- É uma base extremamente fraca, enquanto o NH₂ é o mais forte da série.

Por outro lado, finalmente, a basicidade de algumas bases orgânicas comuns pode ser encomendada da seguinte forma: alocóxido> aminas alifáticas ≈ fenóxidos> carboxilatos = aminas aromáticas ± aminas heterocíclicas.

Outros exemplos

• Bicarbonato de sódio: fórmula Nahco.
• Benzilamina: Fórmula C₇H₉N.
• Etilamina: Fórmula C₂H₅NH₂.
• Hidróxido de amônio: fórmula NH₄ Oh.
• Hidracina: fórmula NH₂NH₂.
• Hidroxilamina: fórmula NH2 OH.
• Hidróxido de cobre: ​​fórmula Cu (OH) ₂.
• Hidróxido de alumínio: fórmula al (OH)₃.
• Hidróxido de zinco: Fórmula Zn (OH) ₂.
• Hidróxido de chumbo: fórmula PB (OH)₂.

Referências

1. Ácidos e bases. [PDF]. UPRH se recuperou.Edu.
2. Base fraca. Recuperado de.Wikipedia.org.