Base débil

Tiffany Sullivan Aviador 2

Una base débil es una base que, al disolverse en agua, no se disocia completamente, de modo que la solución acuosa resultante contiene solo una pequeña proporción de iones hidróxido y el radical básico en cuestión, y una gran proporción de moléculas no disociadas de la base.

pH, Kb, y Kel

Las bases producen soluciones en las que la actividad del ion hidrógeno es menor que en el agua pura, es decir, se dice que la solución tiene un pH mayor que 7,0 en condiciones estándar, potencialmente tan alto como 14 (e incluso mayor que 14 para algunas bases). La fórmula para el pH es:

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

Las bases son aceptores de protones ; una base recibirá un ion hidrógeno del agua, H2O _, y la concentración de H ⁺ restante en la solución determina el pH. Una base débil tendrá una concentración de H ⁺ más alta que una base más fuerte porque está menos protonada que una base más fuerte y, por lo tanto, quedan más iones hidrógeno en su solución. Dada su mayor concentración de H ⁺ , la fórmula arroja un valor de pH más bajo para la base débil. Sin embargo, el pH de las bases suele calcularse en términos de la concentración de OH− ^. Esto se hace porque la concentración de H ⁺ no es parte de la reacción, mientras que la concentración de OH− ^sí lo es. El pOH se define como:

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

Si multiplicamos las constantes de equilibrio de un ácido conjugado (como el NH ₄ ⁺ ) y una base conjugada (como el NH ₃ ) obtenemos:

${\displaystyle K_{a}\times K_{b}={[H_{3}O^{+}][NH_{3}] \over [NH_{4}^{+}]}\times {[NH_{4}^{+}][OH^{-}] \over [NH_{3}]}=[H_{3}O^{+}][OH^{-}]}$

Como es simplemente la constante de autoionización del agua, tenemos ${\displaystyle {K_{w}}=[H_{3}O^{+}][OH^{-}]}$ ${\displaystyle K_{a}\times K_{b}=K_{w}}$

Tomando el logaritmo de ambos lados de la ecuación obtenemos:

${\displaystyle logK_{a}+logK_{b}=logK_{w}}$

Finalmente, multiplicando ambos lados por -1, obtenemos:

${\displaystyle pK_{a}+pK_{b}=pK_{w}=14.00}$

Con el pOH obtenido a partir de la fórmula pOH dada anteriormente, el pH de la base se puede calcular a partir de , donde pK _w = 14,00. ${\displaystyle pH=pK_{w}-pOH}$

Una base débil persiste en equilibrio químico de la misma manera que lo hace un ácido débil , con una constante de disociación de la base ₍ Kb ) que indica la fuerza de la base. Por ejemplo, cuando se pone amoníaco en agua, se establece el siguiente equilibrio:

${\displaystyle \mathrm {K_{b}={[NH_{4}^{+}][OH^{-}] \over [NH_{3}]}} }$

Una base que tiene una K _b alta se ionizará más completamente y, por lo tanto, es una base más fuerte. Como se muestra arriba, el pH de la solución, que depende de la concentración de H ⁺ , aumenta con el aumento de la concentración de OH− ^; una mayor concentración de OH− ^significa una menor concentración de H ⁺ , por lo tanto, un mayor pH. Las bases fuertes tienen menores concentraciones de H ⁺ porque están más protonadas, lo que deja menos iones de hidrógeno en la solución. Una menor concentración de H ⁺ significa una mayor concentración ^de OH− y, por lo tanto, una mayor K _b y un mayor pH.

El NaOH (s) (hidróxido de sodio) es una base más fuerte que el (CH ₃ CH ₂ ) ₂ NH (l) ( dietilamina ), que a su vez es una base más fuerte que el NH ₃ (g) (amoníaco). A medida que las bases se debilitan, los valores de K _b se vuelven más pequeños. ^[1]

Porcentaje protonado

Como se ha visto anteriormente, la fuerza de una base depende principalmente del pH. Para ayudar a describir la fuerza de las bases débiles, resulta útil conocer el porcentaje de protonación, es decir, el porcentaje de moléculas de base que han sido protonadas. Un porcentaje menor corresponderá a un pH menor, porque ambos números resultan de la cantidad de protonación. Una base débil está menos protonada, lo que conduce a un pH menor y a un porcentaje menor de protonación. ^[2]

El equilibrio típico de transferencia de protones se presenta así:

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

B representa la base.

${\displaystyle Percentage\ protonated={molarity\ of\ HB^{+} \over \ initial\ molarity\ of\ B}\times 100\%={[{HB}^{+}] \over [B]_{initial}}{\times 100\%}}$

En esta fórmula, [B] _inicial es la concentración molar inicial de la base, asumiendo que no se ha producido protonación.

Un problema típico de pH

Calcular el pH y el porcentaje de protonación de una solución acuosa de piridina 0,20 M, C ₅ H ₅ N. La K _b para C ₅ H ₅ N es 1,8 x 10 ⁻⁹ . ^[3]

Primero, escribe el equilibrio de transferencia de protones:

${\displaystyle \mathrm {H_{2}O(l)+C_{5}H_{5}N(aq)\leftrightarrow C_{5}H_{5}NH^{+}(aq)+OH^{-}(aq)} }$

${\displaystyle K_{b}=\mathrm {[C_{5}H_{5}NH^{+}][OH^{-}] \over [C_{5}H_{5}N]} }$

La tabla de equilibrio, con todas las concentraciones en moles por litro, es

Esto significa que el 0,0095% de la piridina está en la forma protonada de C ₅ H ₅ NH ⁺ .

Ejemplos

• Alanina
• Amoniaco , _NH3
• Metilamina , _CH3NH2​_​
• Hidróxido de amonio , _NH4OH

Hechos simples

• Un ejemplo de base débil es el amoniaco. No contiene iones hidróxido, pero reacciona con el agua para producir iones amonio e iones hidróxido. ^[4]
• La posición de equilibrio varía de una base a otra cuando una base débil reacciona con el agua. Cuanto más a la izquierda se encuentre, más débil será la base. ^[5]
• Cuando hay un gradiente de iones de hidrógeno entre dos lados de la membrana biológica, la concentración de algunas bases débiles se concentra en un solo lado de la membrana. ^[6] Las bases débiles tienden a acumularse en fluidos ácidos. ^[6] El ácido gástrico contiene una mayor concentración de bases débiles que el plasma. ^[6] La orina ácida, en comparación con la orina alcalina, excreta bases débiles a un ritmo más rápido. ^[6]

Véase también

• Base fuerte
• Ácido débil

Referencias

1. "Explicación de bases fuertes y débiles]". ChemGuide . Consultado el 23 de marzo de 2018 .
2. Howard Maskill (1985). La base física de la química orgánica. Oxford University Press, Incorporated. ISBN 978-0-19-855192-8.
3. "Cálculos de bases débiles". Página de química del señor Kent . Consultado el 23 de marzo de 2018 .
4. Atkins, Peter y Loretta Jones. Principios químicos: la búsqueda de información, 3.ª edición, Nueva York: WH Freeman, 2005.
5. Clark, Jim. "Bases fuertes y débiles". Np, 2002. Web.
6. Milne, MD; Scribner, BH; Crawford, MA (1958). "Difusión no iónica y excreción de ácidos y bases débiles". The American Journal of Medicine . 24 (5): 709–729. doi :10.1016/0002-9343(58)90376-0.

Enlaces externos

• Guía de bases débiles a partir de las notas del curso de Georgetown
• Artículo sobre la acidez de soluciones de bases débiles de Intute