base débil

Una base débil es una base que, al disolverse en agua, no se disocia completamente, de modo que la solución acuosa resultante contiene sólo 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 Kw

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 superior a 7,0 en condiciones estándar, potencialmente tan alto como 14 (e incluso superior a 14 para algunas bases). . La fórmula del 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, H ₂ O, y la concentración de H ⁺ restante en la solución determina el pH. Una base débil tendrá una concentración de H ⁺ mayor que una base más fuerte porque está menos protonada que una base más fuerte y, por lo tanto, quedan más iones de hidrógeno en su solución. Dada su mayor concentración de H ⁺ , la fórmula produce un valor de pH más bajo para la base débil. Sin embargo, el pH de las bases generalmente se calcula 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 NH ₄ ⁺ ) y una base conjugada (como 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 solo 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 se obtiene:

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

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 de 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 el equilibrio químico de la misma manera que lo hace un ácido débil , con una constante de disociación de la base ( K _b ) 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 un K _b grande se ionizará más completamente y, por tanto, es una base más fuerte. Como se muestra arriba, el pH de la solución, que depende de la concentración de H ⁺ , aumenta al aumentar la concentración de OH ⁻ ; una mayor concentración de OH ⁻ significa una menor concentración de H ⁺ y, por lo tanto, un mayor pH. Las bases fuertes tienen concentraciones de H ⁺ más pequeñas porque están más protonadas, dejando menos iones de hidrógeno en la solución. Una menor concentración de H ⁺ significa una mayor concentración de OH ⁻ y, por tanto, una mayor K _b y un mayor pH.

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

Porcentaje protonado

Como se vio arriba, la fuerza de una base depende principalmente del pH. Para ayudar a describir las fortalezas de las bases débiles, es útil saber el porcentaje de moléculas protonadas: el porcentaje de moléculas de base que han sido protonadas. Un porcentaje más bajo se corresponderá con un pH más bajo porque ambos números resultan de la cantidad de protonación. Una base débil está menos protonada, lo que lleva a un pH más bajo y a un menor porcentaje de protonación. ^[2]

El equilibrio típico de transferencia de protones aparece como tal:

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

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, suponiendo que no se ha producido ninguna protonación.

Un problema típico de pH

Calcule 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 0,0095% de la piridina está en la forma protonada de C ₅ H ₅ NH ⁺ .

Ejemplos

• Alanina
• Amoníaco , _NH3
• Metilamina , CH ₃ NH ₂
• Hidróxido de amonio , _NH4OH

Hechos simples

• Un ejemplo de base débil es el amoníaco. No contiene iones de hidróxido, pero reacciona con el agua para producir iones de amonio e iones de 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 esté, 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 base débil que el plasma. ^[6] La orina ácida, en comparación con la orina alcalina, excreta bases débiles a un ritmo más rápido. ^[6]

Ver también

• Base fuerte
• Ácido débil

Referencias

1. "Explicación de bases fuertes y débiles]". Guía química . Consultado el 23 de marzo de 2018 .
2. Howard Maskill (1985). Las bases físicas de la química orgánica. Prensa de la Universidad de Oxford, incorporada. ISBN 978-0-19-855192-8.
3. "Cálculos de bases débiles". Página de química del Sr. Kent . Consultado el 23 de marzo de 2018 .
4. Atkins, Peter y Loretta Jones. Principios químicos: la búsqueda del conocimiento, 3.ª ed., 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". La Revista Estadounidense de Medicina . 24 (5): 709–729. doi :10.1016/0002-9343(58)90376-0.

enlaces externos

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