Slaba baza

Šablon:Kiseline i baze Slaba baza je ona koja se nakon rastvaranja u vodi ne disocira u potpunosti, a dobijeni vodeni rastvor sadrži hidroksidne ione i dotični bazni radikal u malom udjelu, zajedno s velikim udjelom neodlučenih molekula baze.

pH, K_b i K_w

Bazni rasponi se kreću se od pH iznad 7 (7 je neutralan, poput čiste vode) do 14 (iako neke baze veći pH od 14). Vrijednost pH ima formulu:

$\text{pH}=-{\log }_{10}\left[{\text{H}}^{+}\right]$

Budući da su baze prihvatitelji protona, baza prima vodikov ion iz vode, H₂, a preostali H ⁺ određuje koncentracija u rastvoru. Slabe baze imat će veću koncentraciju H⁺ jer su manje u potpunosti protonirane od jačih baza i, stoga, u rastvoru ostaje više vodikovih iona. Ako se u formulu uključi veća koncentracija H⁺, rezultat će biti nizak pH. Međutim, pH baza obično se izračunava pomoću koncentracije OH^– kada se prvo pronađe pOH. To se događa jer koncentracija H⁺ nije dio reakcije, dok je koncentracija OH^– jeste.

$\text{pOH}=-{\log }_{10}\left[{\text{OH}}^{-}\right]$

Umnožavanjem konjugirane kiseline (poput NH₄⁺) i konjugatne baze (poput NH ₃ ) dobija se sljedeće:

$K_a\times K_b=\frac{[H_3{O}^{+}][N{H}_3]}{[N{H}_4^{+}]}\times \frac{[N{H}_4^{+}][O{H}^{-}]}{[N{H}_3]}=[H_3{O}^{+}][O{H}^{-}]$

budući da je $K_w=[H_3{O}^{+}][O{H}^{-}]$ tada, $K_a\times K_b=K_w$

Uzimanjem logaritama obje strane jednačine postiže se sljedeće:

$log{K}_a+log{K}_b=log{K}_w$

Konačno, množeći jednačinu s –1, ona se pretvara u:

$p{K}_a+p{K}_b=p{K}_w=14,00$

Nakon dobijanja pOH-a iz prethodne formule pOH, pH se može izračunati pomoću formule: pH = pK_w–pOH gdje je pK_w = 14,00. Slabe baze postoje u hemijskoj ravnoteži gotovo na isti način kao što to rade slabe kiseline, sa konstantom disocijacijom baze (K_b) što ukazuje na jačinu baze. Naprimjer, kada se amonijak stavi u vodu, postavlja se sljedeća ravnoteža:

${\mathrm{K}}_{\mathrm{b}}\mathrm{=}\frac{[N{H}_4^{+}][O{H}^{-}]}{[N{H}_3]}$

Baze koje imaju veliki K_b će se ionizirati potpunije i time su jače baze. Kao što je gore navedeno, pH rastvora ovisi o koncentraciji H⁺ koja je povezana s koncentracijom OH^– konstantom samoionizacija ('K_w' = 1,0 x 10⁻¹⁴). Jaka baza ima nižu koncentraciju H⁺ jer su u potpunosti protonizirani, a manje vodikovih iona ostaju u rastvoru. Niža koncentracija H⁺ znači i veću koncentraciju OH^–, a samim tim i veći K_b. NaOH je jača baza nego CH₃CH₂)₂NH (l) (dietilamin) koji je jača baza nego NH₃ (g) (amonij). Kako baze slabe, to vrijednosti K_b postaju manje.

Postotak protonacije

Kao što je gore navedeno, jačinaa baze ovisi prije svega o pH. Da bi lakše opisati jačinu slabih baza, korisno je znati postotak protoniranja – postotak baznih molekula koje su protonirane. Niži postotak odgovarat će nižem pH, jer oba broja proizlaze iz količine protoniranja. Slaba baza je manje protonirana, što dovodi do nižeg pH i nižeg postotka protoniranja. Tipska ravnoteža prenosa protona izgleda ovako:

$B(aq)+H_{2}O(l)\leftrightarrow H{B}^{+}(aq)+O{H}^{-}(aq)$

B predstavlja bazu

$Peostotakprotoniranih=\frac{molarnostzaH{B}^{+}}{inicijalnamolarnostzaB}\times 100\mathrm{\%}=\frac{[{HB}^{+}]}{[B{]}_{inicijal}}\times 100\mathrm{\%}$

U ovoj formuli, [B]_inicijal je početna koncentracija baze pretpostavljajući da nije došlo do protoniranja.

Opći problem pH

Izračunavanje pH i postotak protonacije 0,20 M vodenog rastvora piridina , C₅H₅N. K_b for C₅H₅N je 1,8 x 10⁻⁹.

Prvo se napišw ravnoteža prenosa protona;

${\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{(}\mathrm{l}\mathrm{)}\mathrm{+}{\mathrm{C}}_{\mathrm{5}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{5}}\mathrm{N}\mathrm{(}\mathrm{a}\mathrm{q}\mathrm{)}\mathrm{\leftrightarrow }{\mathrm{C}}_{\mathrm{5}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{5}}\mathrm{N}{\mathrm{H}}^{\mathrm{+}}\mathrm{(}\mathrm{a}\mathrm{q}\mathrm{)}\mathrm{+}\mathrm{O}{\mathrm{H}}^{\mathrm{-}}\mathrm{(}\mathrm{a}\mathrm{q}\mathrm{)}$

$K_b=\frac{[C_5{H}_{5}N{H}^{+}][O{H}^{-}]}{[C_5{H}_{5}N]}$

Tabela ravnoteže, sa svim koncentracijama u molovima po litru

	C5H5N	C5H6N+	OH−
Inicijalna normalnost	0,20	0	0
Promjene normalnosti	–x	+x	+x
Ravnoteža normalnosti	0,20 –x	x	x

Zamjena ravnoteže molarnosti u konstantu baznosti	$K_b=\mathrm{1},\mathrm{8}\mathrm{\times }\mathrm{1}{\mathrm{0}}^{\mathrm{-}\mathrm{9}}=\frac{x\times x}{0,20-x}$
Može se pretpostaviti da je x toliko mali da će biti besmislen kad koristimo značajne brojke.	$\mathrm{1},\mathrm{8}\mathrm{\times }\mathrm{1}{\mathrm{0}}^{\mathrm{-}\mathrm{9}}\approx \frac{x^2}{0,20}$
Rješenje za x.	$\mathrm{x}\approx \sqrt{0,20\times (1,8\times 10^{-9})}=1,9\times 10^{-5}$
Provjerite pretpostavku da je x << 0,20	$\mathrm{1}.9\times 10^{-5}\ll ,20$; pa aproksimacija vrijedi
Ako se traži pOH za pOH = -log [OH−] sa [OH−]=x	$\mathrm{p}OH\approx -log(1,9\times 10^{-5})=4,7$
Od pH = pKwx–pOH,	$\mathrm{p}H\approx 14,00-4,7=9,3$
Iz jednačinee za procenat protoniranih s [HB+] = x i [B]inicial = 0,20,	$\mathrm{P}ostotakprotoniranih=\frac{1,9\times 10^{-5}}{0,20}\times 100\mathrm{\%}=0,0095\mathrm{\%}$

Prosječno 0,0095% piridina je protonizirani oblik C₅H₅NH⁺.

Primjeri

• Alanin
• Amonij, NH₃
• Metilamin, CH₃NH₂
• Amonij-hidroksid, NH₄OH

Jednostavne činjenice

• Primjer slabe baze je amonijak. Ne sadrži hidroksidne ione, ali reagira s vodom dajući amonijeve i hidroksidne ione.
• Položaj ravnoteže varira od baze do baze, kada slaba baza reagira s vodom. Što je dalje lijevo, baza je slabija.
• Kada postoji gradijent vodikovih iona između dvije strane biološke membrane, koncentracija nekih slabih baza je fokusirana na samo jednu stranu membrane. Slabe baze imaju tendenciju nakupljanja u kiseloj tekućini. Želučana kiselina sadrži veću koncentraciju slabe baze od plazme. Kiseli urin, u poređenju sa alkalnim urinom, brže luči slabe baze.

Također pogledajte

• Jaka baza
• Slaba kiselina

Vanjski linkovi

• Guide to Weak Bases from Georgetown course notes
• Article on Acidity of Solutions of Weak Bases from Intute