Tăria bazelor. Constanta de bazicitate și exponentul de bazicitate.

După ce am vorbit atâta despre acizi, altfel am fi cazul să ne reamintim și cum se treabă cu bazele.

Conform teoriei protolitice Bronsted-Lowry, o bază este orice specie chimică care poate accepta un proton.

Deci o bază este un acceptor de proton.

Bazele trebuie să aibă cel puțin o perechie de electroni neparticipanți la legătură,

pentru a putea atrage protonul unei alte molecule.

Protonul are sarcină pozitivă, așadar e logic că va fi atras de o sarcină negativă oferită de electronii neparticipanți la legătură.

Și e la fel ca în cazul acizilor, și bazele se clasifică în funcție de tăria lor.

Așadar avem baze tar și baze slabe.

Bazele tar sunt cele care acceptă protonii foarte, foarte ușor.

Hidroxizii metalelor alcaline și hidroxizii unor metale alcalinopământoase sunt toate baze tar.

Aceste substanțe disociază complet în soluții apoase.

Să luăm exemplul unei soluții de hidroxid de potasiu 0,1 molar.

Avem hidroxidul de potasiu în apă și vedem că a disociat complet în ionii săi.

Și ce înseamnă că a disociat sau că a ionizat complet?

Înseamnă că această soluție conține de fapt 0,1 molar ion de potasiu.

Deci concentrația molară a ionilor de potasiu este 0,1 molar, iar concentrația ionilor hidroxil este tot 0,1 molar.

Haideți să analizăm acum ce se întâmplă la dizolvarea bazelor slabe în apă.

Avem o bază oarecare B, care atunci când se dizolvă în apă, acceptă un proton de la o moleculă de apă.

Observăm că de data aceasta apa este un acid și donând un proton se transformă în ionul hidroxil.

Expresia constantei de echilibru a dizolvării unei baze slabe în apă este aceasta.

Și exact ca în cazul acizilor slabi și în cazul bazelor slabe tratăm concentrația apei la echilibru ca pe o constantă.

Să ne amintim că motivul pentru care facem acest lucru este că bazele slabe acceptă foarte greu protoni.

Așadar, la echilibru, foarte puține molecule de bază se vor transforma în ion, în soluție apoasă.

Deci aici putem să reducem aceste concentrații ale apei și vom obține constantea de bazicitate pe care o notăm cu Kb și care se exprimă prin această relație.

Aceasta fiind relația prin care definim constanta de bazicitate pentru dizolvarea unei baze oarecare în apă.

Constanta de bazicitate este o măsură care ne ajută să determinăm tăria bazelor slabe.

Să vedem care dintre mai multe baze slabe este mai tare.

Valoarea acestei constante de bazicitate se exprimă și folosind exponentul de bazicitate pe care îl notăm cu Pkb.

Știm deja că P este un operator matematic care este egal cu minus logaritm decimal.

Așadar, Pkb este egal cu minus logaritm decimal din Kb, adică din constanta de bazicitate.

Și cu cât valoarea constantei de bazicitate este mai mare, exponentul de bazicitate este mic, iar baza este mai tare.

Haideți să vedem acum și câteva exemple de baze slabe.

Foarte mulți compuși care conțin un atom de azot cu electronii neparticipanți la legătură sunt baze slabe.

Spre exemplu, amoniacul, atomul de azot, are o pereche de electronii neparticipanți la legătură, dar și aminele, cu aceste formule generale, sunt baze slabe.

În fiecare caz, atomul de azot are electronii neparticipanți la legătură.

Cu R sunt notați radicalii organici.

Spre exemplu, sunt baze slabe aceste amine, metilamina, dietilamina sau trimetilamina.

Dacă ați fost atenți lecția aceasta, cât și lecția trecută când am vorbit despre acizi, ați observa cu siguranță că apa este un dublu agent.

Când reacționează cu un acid, apa joacă rol de bază, iar când reacționează cu o bază, apa este un acid.

Haideți să luăm exemplul dizolvării acidului acetic în apă.

Când acidul acetic se dizolvă în apă, un ion de hidrogen este transferat de la acidul acetic la o moleculă de apă, unde se va atașa de una dintre cele două perechi de electrone participanți de pe atomul de oxigen.

Molecula de apă care a captat protonul acidului acetic se transformă în ionul hidroniu.

Putem zice că protonul, plictisit de compania electronilor care leagă de molecula de acid, se plimbă să mai afle vești și de la electronii din moleculele de apă.

Oricum, în exemplul de față, foarte puțini protoni găsesc agreabilă compania apei, ei se vor întoarce rapid să reformeze acidul acetic.

Ne reamintim din lecția trecută că acest lucru înseamnă că ionul acetat, care este baza conjugată a acidului acetic, este o bază mult mai tare decât apa.

Deci să notăm pe reacție că apa aici joacă rolul de bază, iar acidul conjugat al apei este ionul hidroniu.

Deci acidul a donat un proton, iar apa, baza, l-a acceptat.

Protonii se plimbă la fel de mult în soluție și în cazul în care avem o bază care se dizolvă în apă, spre exemplu amoniacul.

În acest exemplu, un proton de la o moleculă de apă se atășează de perechea de electroni neparticipanți a atomului de azot din molecula de amoniac.

Astfel, molecula de amoniac, împreună cu protonul primit de la apă, formează un ion amoniu.

Rămasă fără un proton, apa devine ion hidroxid.

Așadar, în acest caz, apa joacă rolul de acid, iar baza sa conjugată este ionul hidroxid.

Amoniacul este o bază slabă, iar acidul său conjugat este ionul amoniu.

Să ne reamintim din capitolele precedente că acest comportament al apei presupune că ea este o substanță amfoteră.

Și vom face aici o paranteză ca să mai definim o dată ce înseamnă, de fapt, substanța amfoteră.

Deci, o substanță amfoteră, numită și substanță amfiprotică sau amfion,

este o substanță care joacă rol de acid în reacția cu bazele și joacă rol de bază în reacția cu acizii.

Apa este un exemplu de substanță amfoteră, însă există multe alte astfel de substanțe.

De exemplu, ionul sulfuracidă. Acest ion are un atom de hidrogen legat cu o valen polar de un atom de sulf

și el poate ceda în reacția cu o bază. Deci, în această reacție, ionul sulfuracidă joacă rolul de acid.

Acest ion are și o pereche de electrone participanți la legătură la atomul de sulf

și astfel, ionul poate accepta un proton într-o reacție cu un acid.

Deci, în această reacție, ionul sulfuracidă joacă rolul de bază.

Așadar, acesta este un alt exemplu de substanță amfoteră.

Însă, apa este o substanță amfoteră mai specială.

Rolul pe care îl joacă apa în echilibrele acidobazice este atât de important încât echilibrul de autoionizare al apei

cu ionii hidroniu și hidroxil este folosit ca standard pentru definire acidității sau bazicității soluțiilor apoase.

Haideți să vedem de ce.

Avem această reacție generală de ionizare a unei baze.

Apa este donorul de proton, în acest caz, deci este un acid

iar baza ei conjugată este ionul hidroxil.

B este baza, cea care acceptând protonul se transformă în acidul conjugat BH+.

După cum am văzut mai devreme, constanta de bazicitate care descrie această reacție are această expresie.

Reacția de ionizare a acidului conjugat al acestei baze, deci a acidului BH+, este următoarea.

Aici molecula B apă joacă rolul de bază, iar acidul care ionizează este acesta, adică acidul conjugat al bazei B.

Această reacție de ionizare este caracterizată printr-o constantă de aciditate Ka, care are următoarea expresie.

Suma acestor două reacții nu este alta decât reacția de autoionizare a apei,

iar echilibrul acestei reacții de autoionizare este caracterizat prin constanta de autoionizare a apei,

cunoscută sub numele de produsul ionic al apei, notat cu Kw, și care este egal cu produsul între concentrațiile molare, ale ionilor hidroniu și hidroxil.

La 25 grade Celsius, produsul ionic al apei este egal cu 10 la minus 14 moli la 2 supra litru la 2.

Haideți să notăm aici că acesta este produsul ionic al apei.

Înmulțind constantele de bazicitate și aciditate ale cuplului bază-acid conjugat BbH+, deci înmulțind Kw cu Ka, obținem exact produsul ionic al apei.

Aceasta este o relație între constantele de disuciere ale cuplurilor acido-bazice conjugate, care este extrem de utilă pentru efectuarea problemelor de calcul.

De obicei, chiar și în cazul bazelor, e mai ușor să găsim tabelate valorile constantelor de aciditate decât ale constantelor de bazicitate.

Și vedem că din această relație este extrem de ușor să calculăm constanta de bazicitate.

Trebuie numai să reținem că această relație este valabilă numai la o temperatură de 25 grade Celsius.

O altă consecință a acestei relații este faptul că PKa plus PKb este egal cu 14.

Haideți să luăm un exemplu.

Trebuie să calculăm Kb și PKb ai bazei conjugate a acidului formic, cunoscând valoarea constantei sale de aciditate și valoarea PKa.

Valoarea constantei de aciditate este 17.7 ori 10 la minus 5 mol pe litru, iar valoarea exponentului de aciditate este 3.75.

Baza conjugată a acidului formic este ionul formiat.

Și aplicând relațiile despre care tocmai am discutat, vedem că este extrem de simplu să aflăm valoarea constantei de bazicitate,

să înuităm unitățile de măsură, mol pe litru la puterea a doua în cazul produsului ionic al apei și mol pe litru în cazul constantei de aciditate.

Așadar, aici se reduce și obținem constanta de bazicitate egală cu 5.6 ori 10 la minus 11 mol pe litru.

Iar în cazul exponentului de bazicitate, exponentul de bazicitate este egal cu 14 minus exponentul de aciditate și este egal cu 10.25.