- Dissociation
- Ammoniac
- Exemple de calcul
- K b
- pK b
- pH
- Pourcentage d'ionisation
- Propriétés
- Exemples
- Amines
- Bases azotées
- Bases conjuguées
- Références
Les bases faibles sont des espèces ayant peu tendance à donner des électrons se dissocient en solutions aqueuses, ou acceptant des protons. Le prisme avec lequel ses caractéristiques sont analysées est régi par la définition issue des études de plusieurs scientifiques célèbres.
Par exemple, selon la définition de Bronsted-Lowry, une base faible est celle qui accepte un ion hydrogène H + de manière très réversible (ou nulle). Dans l'eau, sa molécule H 2 O est celle qui donne un H + à la base environnante. Si au lieu de l'eau, c'était un HA acide faible, alors la base faible pourrait difficilement le neutraliser.
Source: Midnightcomm, de Wikimedia Commons
Une base forte neutraliserait non seulement tous les acides de l'environnement, mais pourrait également participer à d'autres réactions chimiques avec des conséquences néfastes (et mortelles).
C'est pour cette raison que certaines bases faibles, comme la magnésie du lait, ou les comprimés de sels de phosphate ou de bicarbonate de sodium, sont utilisées comme antiacides (image du haut).
Toutes les bases faibles ont en commun la présence d'une paire d'électrons ou d'une charge négative stabilisée sur la molécule ou l'ion. Ainsi, CO 3 - est une base faible par rapport à OH -; et la base qui produit le moins d'OH - dans sa dissociation (définition d'Arrenhius) sera la base la plus faible.
Dissociation
Une base faible peut être écrite comme BOH ou B.On dit qu'elle subit une dissociation lorsque les réactions suivantes se produisent avec les deux bases en phase liquide (bien que cela puisse se produire dans des gaz ou même des solides):
BOH <=> B + + OH -
B + H 2 O <=> HB + + OH -
Notez que bien que les deux réactions peuvent être différentes, ils ont la production de OH - en commun. De plus, les deux dissociations établissent un équilibre, elles sont donc incomplètes; c'est-à-dire que seul un pourcentage de la base se dissocie réellement (ce qui ne se produit pas avec des bases fortes telles que NaOH ou KOH).
La première réaction "colle" plus étroitement à la définition d'Arrenhius pour les bases: dissociation dans l'eau pour donner des espèces ioniques, en particulier l'anion hydroxyle OH -.
Alors que la deuxième réaction, obéit à la définition de Bronsted-Lowry, puisque B est protoné ou accepte H + de l'eau.
Cependant, les deux réactions, lorsqu'elles établissent un équilibre, sont considérées comme des dissociations de base faibles.
Ammoniac
L'ammoniac est peut-être la base faible la plus courante de toutes. Sa dissociation dans l'eau peut être décrite comme suit:
NH 3 (aq) + H 2 O (l) <=> NH 4 + (aq) + OH - (aq)
Par conséquent, NH 3 entre dans la catégorie des bases représentées par «B».
La constante de dissociation de l'ammoniac, K b, est donnée par l'expression suivante:
K b = /
Ce qui à 25 ° C dans l'eau est d'environ 1,8 x 10 -5. En calculant alors son pK b on a:
pK b = - log K b
= 4,74
Lors de la dissociation du NH 3, il reçoit un proton de l'eau, l'eau peut donc être considérée comme un acide selon Bronsted-Lowry.
Le sel formé sur le côté droit de l'équation est l'hydroxyde d'ammonium, NH 4 OH, qui est dissous dans l'eau et n'est rien de plus que de l'ammoniaque. C'est pour cette raison que la définition d'Arrenhius d'une base est remplie avec l'ammoniac: sa dissolution dans l'eau produit les ions NH 4 + et OH -.
NH 3 est capable de donner une paire d'électrons non partagés situés sur l'atome d'azote; C'est là qu'intervient la définition de Lewis pour une base.
Exemple de calcul
La concentration de la solution aqueuse de la base faible méthylamine (CH 3 NH 2) est la suivante: avant dissociation = 0,010 M; après dissociation = 0,008 M.
Calculez K b, pK b, pH et pourcentage d'ionisation.
K b
Tout d'abord, l'équation de sa dissociation dans l'eau doit s'écrire:
CH 3 NH 2 (aq) + H 2 O (l) <=> CH 3 NH 3 + (aq) + OH - (aq)
Suite à l'expression mathématique de K b
K b = /
En équilibre, =. Ces ions proviennent de la dissociation du CH 3 NH 2, donc la concentration de ces ions est donnée par la différence entre la concentration de CH 3 NH 2 avant et après dissociation.
dissocié = initial - équilibre
dissocié = 0,01 M - 0,008 M
= 0,002 M
Donc, = = 2 ∙ 10 -3 M
K b = (2 ∙ 10 -3) 2 M / (8 ∙ 10 -2) M
= 5 ∙ 10 -4
pK b
Calculé K b, il est très facile de déterminer pK b
pK b = - log Kb
pK b = - log 5 ∙ 10 -4
= 3 301
pH
Pour calculer le pH, puisqu'il s'agit d'une solution aqueuse, le pOH doit d'abord être calculé et soustrait de 14:
pH = 14 - pOH
pOH = - log
Et puisque l'OH - concentration est déjà connue, le calcul est simple
pOH = -log 2 ∙ 10 -3
= 2,70
pH = 14 à 2,7
= 11,3
Pourcentage d'ionisation
Pour le calculer, il faut déterminer dans quelle proportion la base a été dissociée. Comme cela a déjà été fait dans les points précédents, l'équation suivante s'applique:
(/ °) x 100%
Où ° est la concentration initiale de la base et la concentration de son acide conjugué. Calculer ensuite:
Pourcentage d'ionisation = (2 ∙ 10 -3 / 1 ∙ 10 -2) x 100%
= 20%
Propriétés
-Les bases amines faibles ont un goût amer caractéristique, présent dans le poisson et qui est neutralisé avec l'utilisation de citron.
-Ils ont une faible constante de dissociation, c'est pourquoi ils provoquent une faible concentration d'ions en solution aqueuse. N'étant pas, pour cette raison, de bons conducteurs d'électricité.
-En solution aqueuse, ils ont un pH alcalin modéré, c'est pourquoi ils changent la couleur du papier de tournesol du rouge au bleu.
- Ce sont principalement des amines (bases organiques faibles).
-Certains sont les bases conjuguées d'acides forts.
-Les bases moléculaires faibles contiennent des structures capables de réagir avec H +.
Exemples
Amines
-Méthylamine, CH 3 NH 2, Kb = 5,0 ∙ 10 -4, pKb = 3,30
-Diméthylamine, (CH 3) 2 NH, Kb = 7,4 ∙ 10 -4, pKb = 3,13
-Triméthylamine, (CH 3) 3 N, Kb = 7,4 ∙ 10 -5, pKb = 4,13
-Pyridine, C 5 H 5 N, Kb = 1,5 ∙ 10 -9, pKb = 8,82
-Aniline, C 6 H 5 NH 2, Kb = 4,2 * 10-10, pKb = 9,32.
Bases azotées
Les bases azotées adénine, guanine, thymine, cytosine et uracile sont des bases faibles avec des groupes amino, qui font partie des nucléotides des acides nucléiques (ADN et ARN), où résident les informations de transmission héréditaire.
L'adénine, par exemple, fait partie de molécules comme l'ATP, principal réservoir d'énergie des êtres vivants. De plus, l'adénine est présente dans des coenzymes telles que la flavine adényl dinucléotide (FAD) et la nicotine adényl dinucléotide (NAD), qui sont impliquées dans de nombreuses réactions de réduction des oxydes.
Bases conjuguées
Les bases faibles suivantes, ou pouvant remplir une fonction en tant que telles, sont disposées par ordre décroissant de basicité: NH 2 > OH - > NH 3 > CN - > CH 3 COO - > F - > NO 3 - > Cl - > Br - > I - > ClO 4 -.
L'emplacement des bases conjuguées des hydracides dans la séquence donnée indique que plus la force de l'acide est grande, plus la force de sa base conjuguée est faible.
Par exemple, l'anion I - est une base extrêmement faible, tandis que NH 2 est la plus forte de la série.
D'autre part, enfin, la basicité de certaines bases organiques courantes peut être arrangée de la manière suivante: alcoolate> amines aliphatiques ≈ phénoxydes> carboxylates = amines aromatiques ≈ amines hétérocycliques.
Références
- Whitten, Davis, Peck et Stanley. (2008). Chimie. (8e éd.). Apprentissage CENGAGE.
- Lleane Nieves M. (24 mars 2014). Acides et bases.. Récupéré de: uprh.edu
- Wikipédia. (2018). Base faible. Récupéré de: en.wikipedia.org
- Équipe éditoriale. (2018). Force de base et constante de dissociation de base. chimique. Récupéré de: iquimicas.com
- Chung P. (22 mars 2018). Acides et bases faibles. Libretexts de chimie. Récupéré de: chem.libretexts.org