Base dèbil

Àcit i Bases
Àcit i Bases
	Àcit; Reacció àcit-base; Força àcida; Funció d'acidea; Anfoterismo; Base; Solució tampó; Constant de dissociació; Química de l'equilibri; Extracció; Funció d'acidea d'Hammett; pH; Afinitat protónica; Autoionización de l'aigua; Titulació; Catálisis àcida de Lewis; Parell de Lewis frustrat; Àcit quiral de Lewis;
Tipos d'àcits
	Brønsted – Lowry; Lewis; Aceptador; Mineral; Orgànic; Fort; Superácido; Dèbil; Sòlit;
Tipos de bases
	Brønsted – Lowry; Lewis; Donant; Orgànica; Forta; Superbase; No nucleófila; Dèbil;

En dissoldre's en aigua, una base dèbil no es disocia completament i la solució acuosa resultant conté ion OH i el radical bàsic corresponent en una chicoteta proporció junt en una gran proporció de molècules no disociadas de la base.

pH, K_b, i K_w

Les bases varien des d'un pH major que 7 (7 és neutre, com l'aigua pura) fins a 14 (encara que algunes bases són majors que 14). El pH té la fòrmula:

pH = - \log_{10} [H^{+}]

Ya que les bases són aceptores de protones, la base rep un ion hidrogen de l'aigua, H₂O, i la concentració restant d'H⁺ en la solució determina el pH. Les bases dèbils tindran una major concentració d'H⁺ perque estan menys completament protonadas que les bases més fortes i, per lo tant, queden més ions d'hidrogen en la solució. Si conecta una major concentració d'H⁺ en la fòrmula, s'obtindrà un baix pH. No obstant, el pH de les bases generalment es calcula utilisant la concentració de OH ^- per a trobar el pOH primer. Açò es fa perque la concentració d'H⁺ no és part de la reacció, mentres que la concentració de OH ^- sí ho és.

pOH = - \log_{10} [{OH}^{-}]

En multiplicar un àcit conjugat (com NH₄⁺) i una base conjugada (com NH₃), es dona lo següent:

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^{-}]

Ya que $K_{w} = [H_{3} O^{+}] [O H^{-}]$ llavors, $K_{a} \times K_{b} = K_{w}$

En prendre logaritmos d'abdós costats de l'equació, s'alcança lo següent:

l o g K_{a} + l o g K_{b} = l o g K_{w}

Finalment, en multiplicar tota l'equació per -1, l'equació es convertix en:

p K_{a} + p K_{b} = p K_{w} = 14.00

Despuix d'adquirir pOH de la fòrmula de pOH anterior, el pH es pot calcular utilisant la fòrmula pH = pK_w - pOH a on pK _w = 14.00.

Les bases dèbils existixen en l'equilibri químic de la mateixa manera que els àcit dèbils, en una constant de dissociació de la base (K_b) que indica la força de la base. Per eixemple, quan l'amoníac es posa en aigua, s'establix el següent equilibri:

K_{b} = \frac{[N H_{4}^{+}] [O H^{-}]}{[N H_{3}]}

Bases que tenen un gran K _b es ionizan més completament i són bases per lo tant més fortes. Com es va indicar anteriorment, el pH de la solució depén de la concentració d'H ^+, que està relacionada en la concentració de OH ^- per la constant auto-ionisació (K _w = 1.0x10 ^-14). Una base forta té una concentració d'H ⁺ més baixa perque estan completament protonadas i queden menys ions d'hidrogen en la solució. Una concentració ⁺ H inferior significa també una major concentració de OH ^- i per lo tant, un K_b més gran_.

NaOH (s) (hidròxit de sodi) és una base més forta que (CH₃CH₂)₂NH (1) (dietilamina) que és una base més forta que NH₃ (g) (amoníac). A mida que les bases es fan més dèbils, més menuts es tornen els valors de K_b.^[1]

Percentage protonado

Com es va vore anteriorment, la resistència d'una base depén principalment del pH. Per a ajudar a descriure les fortalees de les bases dèbils, és útil conéixer el percentage protonado, el percentage de molècules base que han segut protonadas. Un percentage més baix es correspondrà en un pH més baix perque abdós números resulten de la cantitat de protonación. Una base dèbil està menys protonada, lo que du a un pH més baix i un percentage més baix protonado.^[2]

El típic equilibri de transferència de protones apareix com a tal:

B (a q) + H_{2} O (l) \leftrightarrow H B^{+} (a q) + O H^{-} (a q)

B representa la base.

P e r c e n t a j e p r o t o n a d o = \frac{m o l a r i d a d d e H B^{+}}{m o l a r i d a d i n i c i a l d e B} \times 100 % = \frac{[{H B}^{+}]}{[B]_{i n i c i a l}} \times 100 %

En esta fòrmula, [B] _inicial és la concentració molar inicial de la base, assumint que no s'ha produït protonación.

Referències

↑ «Explanation of strong and weak bases]». ChemGuide. Consultat el 23 de març de 2018.
↑ Howard Maskill (1985). The physical basis of organic chemistry, Oxford University Press, Incorporated. ISBN 978-0-19-855192-8.

Este artícul conté una traducció derivada de «Base débil» de Wikipedia en castellà publicada baix la Llicència de documentació lliure de GNU i la Llicència Creative Commons Reconeiximent-CompartirIgual 4.0 Internacional.

[1] «Explanation of strong and weak bases]». ChemGuide. Consultat el 23 de març de 2018.

[Maskill1985-2] Howard Maskill (1985). The physical basis of organic chemistry, Oxford University Press, Incorporated. ISBN 978-0-19-855192-8.

[1]

[2]

pH, Kb, i Kw

Percentage protonado

Referències

pH, K_b, i K_w