ZAYIF BAZLAR: AYRIŞMA, ÖZELLIKLER VE ÖRNEKLER - KIMYA - 2024

Zayıf bazlar , sulu çözeltiler içinde elektronlar ayırmak bağış az eğilim ya da kabul protonlarla türlerdir. Özelliklerinin analiz edildiği prizma, birçok ünlü bilim adamının çalışmalarından ortaya çıkan tanıma tabidir.

Örneğin, Bronsted-Lowry tanımına göre zayıf bir baz, bir hidrojen iyonu H ^{+ '} yı çok tersine çevrilebilir (veya sıfır) bir şekilde kabul eden bir bazdır . Suda, H ₂ O molekülü , çevreleyen tabana bir H ⁺ veren molekülüdür . Su yerine zayıf asitli bir HA olsaydı, zayıf baz onu neredeyse hiç nötralize edemezdi.

Kaynak: Midnightcomm, Wikimedia Commons'tan

Güçlü bir baz sadece çevredeki tüm asitleri nötralize etmekle kalmaz, aynı zamanda olumsuz (ve ölümcül) sonuçlarla diğer kimyasal reaksiyonlara da katılabilir.

Bu nedenle süt magnezi veya fosfat tuzları tabletleri veya sodyum bikarbonat gibi bazı zayıf bazlar antasit olarak kullanılır (üstteki resim).

Tüm zayıf bazların ortak noktası, bir elektron çiftinin veya molekül veya iyon üzerinde stabilize edilmiş bir negatif yükün varlığına sahiptir. Dolayısıyla, CO ₃ ^- OH ^{- ile} karşılaştırıldığında zayıf bir bazdır ; ve en az OH üreten baz ^- ayrışmasında (Arrenhius tanımı) en zayıf baz olacaktır.

ayrışma

Zayıf bir baz BOH veya B olarak yazılabilir.Aşağıdaki reaksiyonlar sıvı fazda her iki bazla gerçekleştiğinde ayrışmaya uğradığı söylenir (gazlarda ve hatta katılarda da meydana gelebilmesine rağmen):

BOH <=> B ⁺ + OH ^-

B + H ₂ O <=> HB ⁺ + OH ^-

Her iki reaksiyon farklı olabilir, ancak, bunlar OH üretimini olduğu Not ^- ortak olarak . Dahası, iki ayrışma bir denge kurar, bu yüzden eksiktirler; yani, bazın sadece bir yüzdesi gerçekte ayrışır (bu, NaOH veya KOH gibi güçlü bazlarda gerçekleşmez).

İlk reaksiyon, bazlar için Arrenhius tanımına daha yakın "yapışır": iyonik türler, özellikle hidroksil anyon OH ^- vermek için suda ayrışma .

İkinci reaksiyon ise Bronsted-Lowry tanımına uymaktadır, çünkü B protonlanmaktadır veya sudan H ⁺ kabul etmektedir .

Bununla birlikte, bir denge oluşturduklarında iki reaksiyon, zayıf baz ayrışmaları olarak kabul edilir.

Amonyak

Amonyak belki de en yaygın zayıf bazdır. Sudaki ayrışması şu şekilde özetlenebilir:

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

Bu nedenle NH ₃ , 'B' ile temsil edilen bazlar kategorisine girer.

Amonyak ayrışma sabiti _B , aşağıdaki ifade ile elde edilir:

K _b = /

25 ° C'de suda yaklaşık 1.8 x ^10-5 . Hesaplamak o zaman pK _b elimizde:

pK _b = - günlük K _b

= 4.74

NH _3'ün ayrışmasında sudan bir proton alır, bu nedenle su Bronsted-Lowry'ye göre bir asit olarak düşünülebilir.

Denklemin sağ tarafındaki oluşturulan tuz, amonyum hidroksit, NH ₄ daha fazla sulu amonyak fazla bir şey su içinde çözülmüş ve bir OH,. Bu nedenle, bir baz için Arrenhius tanımı amonyak ile yerine getirilir: sudaki çözünmesi NH ₄ ⁺ ve OH ^- iyonlarını üretir .

NH ₃ , nitrojen atomu üzerinde bulunan bir çift paylaşılmamış elektronu bağışlayabilir; Bu, bir baz için Lewis tanımının devreye girdiği yerdir.

Hesaplama örneği

Zayıf baz metilamin sulu çözeltinin konsantrasyonu (CH ₃ NH ₂ ) aşağıdaki gibi olan: ayrışma = 0.010 M daha önce; ayrışmadan sonra = 0.008 M.

Hesaplama K _B , pKa _b , pH ve yüzde iyonizasyon.

K _b

İlk önce sudaki ayrışmasının denklemi yazılmalıdır:

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

K _b'nin matematiksel ifadesinin ardından

K _b = /

Dengede, =. Bu iyonlar, CH ayrışmasından gelen ₃ NH ₂ , bu iyonların konsantrasyonu CH konsantrasyonu arasındaki fark tarafından verilen, yani ₃ NH ₂ öncesi ve ayrışan sonra.

_ayrışmış = _başlangıç - _denge

_ayrışmış = 0,01 M - 0,008 M

= 0,002 milyon

Bu nedenle, = = 2 ∙ 10 ^-3 M

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

= 5 ∙ ^10-4

pK _b

Hesaplanan K _b , pK _b'yi belirlemek çok kolaydır

pK _b = - günlük Kb

pK _b = - günlük 5 ∙ ^10-4

= 3.301

pH

PH'ı hesaplamak için, sulu bir çözelti olduğu için, önce pOH hesaplanmalı ve 14'ten çıkarılmalıdır:

pH = 14 - pOH

pOH = - günlük

OH beri ^- konsantrasyon zaten biliniyor , hesaplama basittir

pOH = -log 2 ∙ 10 ^-3

= 2.70

pH = 14 - 2.7

= 11.3

İyonlaşma yüzdesi

Bunu hesaplamak için, bazın ne kadarının ayrıştığı belirlenmelidir. Bu, önceki noktalarda zaten yapıldığı için, aşağıdaki denklem geçerlidir:

(/ ^° ) x% 100

Burada ^° baz başlangıç konsantrasyonu, ve konjüge asidin konsantrasyonudur. O zaman hesaplanıyor:

Yüzde iyonizasyon = (2 ∙ 10 ^-3 / 1 ∙ 10 ^-2 ) x% 100

=% 20

Özellikleri

-Zayıf amin bazları, balıkta bulunan ve limon kullanımıyla nötralize edilen karakteristik acı bir tada sahiptir.

-Düşük ayrışma sabitine sahiptirler, bu nedenle sulu çözeltide düşük iyon konsantrasyonuna neden olurlar. Bu nedenle iyi elektrik iletkenleri olmamak.

-Sulu solüsyonda orta derecede alkali pH oluştururlar, bu nedenle turnusol kağıdının rengini kırmızıdan maviye değiştirirler.

-Çoğunlukla aminlerdir (zayıf organik bazlar).

-Bazıları güçlü asitlerin eşlenik bazlarıdır.

-Zayıf moleküler bazlar, H ⁺ ile reaksiyona girebilen yapılar içerir .

Örnekler

Aminler

-Metilamin, CH ₃ NH ₂ , Kb = 5.0 ∙ 10 ^-4 pKb = 3.30

(CH, -dimetilamin ₃ ) ₂ , NH, Kb = 7.4 ∙ 10 ^-4 pKb = 3.13

(CH, -Trimethylamine ₃ ) ₃ , N, Kb = 7.4 ∙ 10 ^-5 , pKb = 4.13

-Piridin, Cı- ₅ , H ₅ , N, Kb = 1.5 ∙ 10 ^-9 pKb = 8.82

-Anilin, Cı ₆ , H ₅ , NH ₂ , Kb = 4.2 x 10 ^-10 : pKb = 9.32.

Azot bazları

Azotlu bazlar adenin, guanin, timin, sitozin ve urasil, kalıtsal geçiş bilgisinin bulunduğu nükleik asitlerin (DNA ve RNA) nükleotidlerinin bir parçası olan amino gruplu zayıf bazlardır.

Örneğin adenin, canlıların ana enerji rezervuarı olan ATP gibi moleküllerin bir parçasıdır. Ayrıca adenin, çok sayıda oksit indirgeme reaksiyonunda yer alan flavin adenil dinükleotid (FAD) ve nikotin adenil dinükleotid (NAD) gibi koenzimlerde mevcuttur.

Eşlenik bazlar

Aşağıdaki zayıf bazlar veya bu şekilde bir işlevi yerine getirebilenler, azalan bazlık sırasına göre düzenlenmiştir: NH ₂ > OH ^- > NH ₃ > CN ^- > CH ₃ COO ^- > F ^- > NO ₃ ^- > Cl ^- > Br ^- > I ^- > CIO ₄ ^- .

Hidrasitlerin eşlenik bazlarının verilen dizideki konumu, asidin mukavemeti arttıkça, eşlenik bazının gücünün azaldığını gösterir.

Örneğin, anyon I ^- son derece zayıf bir baz iken NH ₂ serideki en güçlü anyondur .

Öte yandan, son olarak, bazı yaygın organik bazların bazlığı şu şekilde düzenlenebilir: alkoksit> alifatik aminler ≈ fenoksitler> karboksilatlar = aromatik aminler ≈ heterosiklik aminler.

Referanslar

1. Whitten, Davis, Peck ve Stanley. (2008). Kimya. (8. baskı). CENGAGE Öğrenme.
2. Lleane Nieves M. (24 Mart 2014). Asitler ve bazlar. . Uprh.edu'dan kurtarıldı
3. Vikipedi. (2018). Zayıf taban. En.wikipedia.org adresinden kurtarıldı
4. Editör Ekibi. (2018). Temel kuvvet ve temel ayrışma sabiti. kimyasal. Kurtarıldı: iquimicas.com
5. Chung P. (22 Mart 2018). Zayıf asitler ve bazlar. Kimya Libretexts. Chem.libretexts.org adresinden kurtarıldı