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 mayor que 7,0 en condiciones estándar, potencialmente tan alto como 14 (e incluso mayor que 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, 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 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 NH₄⁺) y una base conjugada (como NH₃) obtenemos:

${displaystyle Horas K_{b}={ [NH_{4}}times {[NH_{4}{+}]}times {[NH_{4}{+}] Oh... [NH_{3}= [ H_{3}O^{+} [ Oh...$

As ${displaystyle {K_{w}=[ H_{3}O^{+} [ Oh...$ es sólo la constante de auto-ionización del agua, tenemos ${displaystyle Horas K_{b}=K_{w}$

Al tomar 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 pOH obtenido de la fórmula de pOH dada anteriormente, el pH de la base se puede calcular a partir de ${displaystyle PH=pK_{w}-pOH$, donde pK_w = 14.00.

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:

${displaystyle mathrm {K_{b}={[NH_{4}{+}[ [NH_{3}]$

Una base que tiene un K_b grande 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 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 concentración menor de H⁺ significa una concentración mayor de OH⁻ y, por tanto, una mayor K_b y un mayor pH.

NaOH(s) (hidróxido de sodio) es una base más fuerte que (CH₃CH₂)₂NH (l) (dietilamina) que es una base más fuerte que el NH₃ (g) (amoníaco). A medida que las bases se debilitan, más pequeños se vuelven los valores de K_b.

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.

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.

${displaystyle Porcentaje protonated={molarity of HB^{+} over initial molarity de B}times [B]_{initial}{times 100$

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 20 M de piridina, C₅H₅N. El K_b para C₅H₅N es 1,8 x 10⁻⁹.

Primero, escribe el equilibrio de transferencia de protones:

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

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

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

Sustituir las molaridades del equilibrio en la constante de la base	${displaystyle K_{b}=mathrm {1.8times 10^{-9} ={xtimes x over.20-x}$
Podemos asumir que x es tan pequeño que no tendrá sentido para el tiempo que utilizamos cifras significativas.	${displaystyle mathrm {1.8times 10^{-9}approx {x^{2} over.20}$
Resolver por x.	${displaystyle mathrm {x} approx {sqrt {.20times (1.8times 10^{-9}}=1.9times 10^{-5}$
Comprobar la suposición de que x	${displaystyle mathrm {1}.9times 10^{-5}ll.20}$; por lo que la aproximación es válida
Encontrar pOH de pOH = -log [OH−Con [OH]−#=x	${displaystyle mathrm {p} OHapprox -log(1.9times 10^{-5})=4.7}$
De pH = pKw - POH,	${displaystyle mathrm {p} Happrox 14.00-4.7=9.3}$
De la ecuación para porcentaje protonado con [HB+] = x y [B]inicial =.20,	${displaystyle mathrm {p} ercentage protonated={1.9times 10^{-5} over.20}times 100$

Esto significa que el 0,0095% de la piridina está en la forma protonada de C₅H₅NH⁺.

Ejemplos

• Alanine
• Amonia, NH₃
• Methylamine, CH₃NH₂
• Hidroxido de amonio, NH₄Oh.

Hechos simples

• Un ejemplo de una base débil es amoníaco. No contiene iones de hidroxido, pero reacciona con agua para producir iones de amonio y iones de hidroxido.
• La posición del equilibrio varía de base a base cuando una base débil reacciona con agua. Cuanto más a la izquierda es, más débil es la base.
• Cuando hay un gradiente de iones de hidrógeno entre dos lados de la membrana biológica, la concentración de algunas bases débiles se centra en sólo un lado de la membrana. Las bases débiles tienden a acumularse en líquidos ácidos. La gástrica ácida contiene una mayor concentración de base débil que el plasma. La orina ácida, en comparación con la orina alcalina, excreta bases débiles a un ritmo más rápido.