Il basi deboli sono specie con scarsa tendenza a donare elettroni, dissociarsi in soluzioni acquose o accettare protoni. Il prisma con cui vengono analizzate le sue caratteristiche è governato dalla definizione emersa dagli studi di diversi famosi scienziati.
Ad esempio, secondo la definizione di Bronsted-Lowry, una base debole è quella che accetta in modo molto reversibile (o nullo) uno ione idrogeno H+. In acqua, la sua molecola H.DueO è colui che dona una H.+ alla base circostante. Se invece dell'acqua fosse un acido acido debole, la base debole potrebbe difficilmente neutralizzarlo.
Una base forte non solo neutralizzerebbe tutti gli acidi nell'ambiente, ma potrebbe anche partecipare ad altre reazioni chimiche con conseguenze avverse (e mortali)..
È per questo motivo che alcune basi deboli, come la magnesia del latte, o compresse di sali fosfatici o 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. Pertanto, il CO3- è una base debole contro OH-; e la base che produce meno OH- nella sua dissociazione (definizione di Arrenhius) sarà la base più debole.
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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 + HDueO <=> HB+ + Oh-
Si noti che sebbene entrambe le reazioni possano sembrare diverse, hanno in comune la produzione di OH-. 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 "aderisce" 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.+ dell'acqua.
Tuttavia, le due reazioni, quando stabiliscono un equilibrio, sono considerate dissociazioni di base deboli.
L'ammoniaca è forse la base debole più comune di tutte. La sua dissociazione in acqua può essere delineata come segue:
NH3 (ac) + HDueO (l) <=> NH4+ (ac) + OH- (AC)
Pertanto, l'NH3 rientra nella categoria delle basi rappresentate con 'B'.
La costante di dissociazione dell'ammoniaca, Kb, è dato dalla seguente espressione:
Kb = [NH4+] [OH-] / [NH3]
Che a 25 ° C in acqua è circa 1,8 x 10-5. Quindi calcolando il suo pKb avete:
pKb = - log Kb
= 4,74
Nella dissociazione di NH3 Questo 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 idrossido di ammonio, NH4OH, che è disciolto 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 ioni NH4+ e OH-.
NH3 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, [H3N:].
La concentrazione della soluzione acquosa della metilammina a base debole (CH3NHDue) è il seguente: [CH3NHDue] prima della dissociazione = 0,010 M; [CH3NHDue] dopo dissociazione = 0,008 M.
Calcola K.b, pKb, pH e percentuale di ionizzazione.
Per prima cosa bisogna scrivere l'equazione della sua dissociazione in acqua:
CH3NHDue (ac) + HDueO (l) <=> CH3NH3+ (ac) + OH- (AC)
Seguendo l'espressione matematica di Kb
Kb = [CH3NH3+] [OH-] / [CH3NHDue]
In equilibrio, si verifica che [CH3NH3+] = [OH-]. Questi ioni provengono dalla dissociazione di CH3NHDue, quindi la concentrazione di questi ioni è data dalla differenza tra la concentrazione di CH3NHDue prima e dopo la dissociazione.
[CH3NHDue]dissociato = [CH3NHDue]iniziale - [CH3NHDue]Equilibrio
[CH3NHDue]dissociato = 0,01 M - 0,008 M
= 0,002 M
Quindi, [CH3NH3+] = [OH-] = 2 ∙ 10-3 M
Kb = (2 ∙ 10-3)Due M / (8 ∙ 10-Due) M
= 5 ∙ 10-4
Calcolato Kb, è molto facile determinare pKb
pKb = - log Kb
pKb = - log 5 ∙ 10-4
= 3,301
Per calcolare il pH, trattandosi di una soluzione acquosa, occorre prima calcolare e sottrarre il pOH da 14:
pH = 14 - pOH
pOH = - log [OH-]
E poiché la concentrazione di OH è già nota-, il calcolo è diretto
pOH = -log 2 ∙ 10-3
= 2,70
pH = 14 - 2,7
= 11,3
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:
([CH3NH3+] / [CH3NHDue]°) x 100%
Dove [CH3NHDue]° è la concentrazione iniziale della base e [CH3NH3+] la concentrazione del suo acido coniugato. Calcolando quindi:
Percentuale di ionizzazione = (2 ∙ 10-3 / 1 ∙ 10-Due) x 100%
= 20%
-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 causano una bassa concentrazione di ioni in soluzione acquosa. Non essendo, per questo, 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.
-Sono principalmente ammine (basi organiche deboli).
-Alcuni sono le basi coniugate di acidi forti.
-Le basi molecolari deboli contengono strutture in grado di reagire con H.+.
-Metilammina, CH3NHDue, Kb = 5,0 ∙ 10-4, pKb = 3,30
-Dimetilammina, (CH3)DueNH, Kb = 7,4 ∙ 10-4, pKb = 3,13
-Trimetilammina, (CH3)3N, Kb = 7,4 ∙ 10-5, pKb = 4,13
-Piridina, C5H5N, Kb = 1,5 ∙ 10-9, pKb = 8,82
-Anilina, C6H5NHDue, Kb = 4,2 ∙ 10-10, pKb = 9,32.
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'ossidazione.
Le seguenti basi deboli, o che possono svolgere una funzione in quanto tale, sono ordinate in ordine decrescente di basicità: NHDue > OH- > NH3 > CN- > CH3COO- > F- > NO3- > Cl- > Br- > Io- > ClO4-.
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 NHDue è il più forte della serie.
D'altra parte, infine, la basicità di alcune basi organiche comuni può essere così disposta: alcossido> ammine alifatiche ≈ fenossidi> carbossilati = ammine aromatiche ≈ ammine eterocicliche.
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