Słaba podstawa i mocna podstawa

W współczesnej chemii stosuje się kilka definicji podstawy:

• Arrhenius base - substancja, która zwiększa stężenie anionów wodorotlenkowych po rozpuszczeniu w wodzie;
• Baza Brønsteda-Lowry'ego - substancja, która przejmuje proton podczas reakcji z kwasem;
• Podstawa Lewisa - substancja, która daje parę elektronów innej substancji podczas reakcji z kwasem.

Najczęściej używaną definicją jest Brøndsted-Lowry.

Podstawy w szerokim znaczeniu obejmują trzy grupy substancji:

• Rozpuszczalne w wodzie wodorotlenki metali: NaOH, Ca (OH)₂itp.;
• Nierozpuszczalne w wodzie tlenki lub wodorotlenki, które mogą reagować z kwasem: FeO, Al (OH)₃itp.;
• Inne związki, które po rozpuszczeniu w wodzie oddziałują z nią i uwalniają jony wodorotlenowe: NH₃, CH₃NH₂itp.

Niektóre z ogólnych właściwości baz to:

• Mydlany lub oślizgły dotyk;
• Gorzki smak;
• Przewodność elektryczna;
• Gwałtowna reakcja z substancjami redukowalnymi lub kwasowymi; kaustyczny na materię organiczną;
• Przekręć czerwony papier lakmusowy na niebiesko.

Co to jest słaba baza?

Słabe zasady tylko częściowo dysocjują dając jony w roztworze.

Gdy jonizacja ulega jonizacji, opuszcza OH^– jon za sobą, pobierając jon wodoru z wody. Roztwory słabych zasad mają wyższą wartość H⁺ stężenia niż silne zasady.

Zasadowość roztworu wodnego jest określona przez pH.

pH = -log₁₀ [H⁺]

Wartość pH zasad jest wyższa niż 7,3. Słabe warunkowo uznaje się za zasady o pH poniżej 10.

Ponieważ zasady są akceptorami protonów, podstawa otrzymuje OH^– jon z wody. Słabe zasady są mniej całkowicie protonowane niż mocniejsze zasady, a zatem mają wyższe H⁺ stężenie w roztworze. Wyższy H⁺ stężenie prowadzi do niższego pH.

W roztworze wodnym zasady istnieją w równowadze chemicznej. Położenie równowagi zmienia się w zależności od siły bazy. Im słabsza podstawa, tym dalej po lewej przesunięta jest równowaga.

Położenie równowagi mierzy się stałą równowagi (Kb). Im bardziej równowaga leży po lewej, tym niższa wartość stałej. Więc słabsze zasady mają niższe stałe równowagi.

Słabymi zasadami są słabe elektrolity.

Zdolność rozwiązania do przewodzenia prądu zależy od stężenia jonów. Roztwór słabej zasady ma mniej jonów niż roztwór silniejszego, a zatem ma niższe przewodnictwo elektryczne.

Przykładami słabych zasad są:

• Alanine (C.₃H₅O₂NH₂);
• Etyloamina (C.₂H₅NH₂);
• Dimetyloamina ((CH₃)₂NH);
• Metyloamina (CH₃NH₂);
• Glicyna (C.₂H₃O₂NH₂);
• Trimethylamine ((CH₃)₃N);
• Hydrazyna (N₂H₄).

Co to jest Strong Base?

Silne zasady całkowicie dysocjują dając jony w roztworze. Mają pH od 10 do 14.

Mocne zasady są żrące dla żywych tkanek i mogą powodować poważne skutki. Typowymi przykładami silnych zasad są wodorotlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych.

Bardzo mocne zasady mogą deprotonować słabo kwasowe grupy C-H, nawet w nieobecności wody.

Silne zasady mają wyższą stałą równowagi, w porównaniu do słabszych.

Silne zasady są wysoce reaktywne. Są to dobre elektrolity.

Zdolność rozwiązania do przewodzenia prądu zależy od stężenia jonów. Silna baza zawiera więcej jonów w roztworze niż słaba, dzięki czemu ma wyższą przewodność elektryczną.

Przykłady silnych baz to:

• Wodorotlenek strontu (Sr (OH)₂);
• Wodorotlenek baru (Ba (OH)₂);
• Wodorotlenek wapnia (Ca (OH)₂);
• Wodorotlenek sodu (NaOH);
• Wodorotlenek cezu (CsOH);
• Wodorotlenek potasu (KOH).

Różnica między słabą bazą a mocną bazą

1. Definicja

Słaba podstawa: Słaba zasada to taka, która tylko częściowo dysocjuje dając jony w roztworze.

Mocna baza: Silną zasadą jest taka, która całkowicie dysocjuje dając jony w roztworze.

1. Dysocjacja

Słaba podstawa: Słabe zasady tylko częściowo dysocjują w roztworze.

Mocna baza: Silne zasady całkowicie dysocjują w roztworze.

1. wartość PH

Słaba podstawa: Słabe zasady mają pH 7,3 - 10.

Mocna baza: Mocne zasady mają pH 10 - 14.

1. Wartość Kb

Słaba podstawa: Słabe zasady mają niższe stałe równowagi, w porównaniu do silnych.

Mocna baza: Silne zasady mają wyższą stałą równowagi, w porównaniu do słabych.

1. Reaktywność

Słaba podstawa: Słabe bazy są mniej reaktywne niż silne.

Mocna baza: Silne zasady są wysoce reaktywne.

1. Przewodnictwo elektryczne

Słaba podstawa: Roztwór słabej zasady ma niższe przewodnictwo elektryczne niż mocna podstawa.

Mocna baza: Roztwór mocnej podstawy ma wyższą przewodność elektryczną niż słaba podstawa.

1. Przykłady

Słaba podstawa: Przykładami słabych zasad są metyloamina (CH₃NH₂), glicyna (C.₂H₃O₂NH₂), trimetyloamina ((CH₃)₃N), hydrazyna (N₂H₄) itp.

Mocna baza: Przykładami silnych zasad są wodorotlenek sodu (NaOH), wodorotlenek cezu (CsOH), wodorotlenek potasu (KOH), wodorotlenek baru (Ba (OH)₂) itp.

Słaby Vs. Strong Base: Tabela porównawcza

Podsumowanie słabych Vs. Mocna baza

• Zgodnie z definicją Brønsted-Lowry, podstawą jest substancja, która przejmuje proton w reakcji z kwasem.
• Podstawy mają mydlany lub oślizgły dotyk i gorzki smak. Reagują gwałtownie z substancjami redukowalnymi lub kwasowymi i są żrące na materii organicznej.
• Słaba zasada to taka, która tylko częściowo dysocjuje dając jony w roztworze.
• Silną zasadą jest taka, która całkowicie dysocjuje dając jony w roztworze.
• Słabe zasady tylko częściowo dysocjują w roztworze, podczas gdy silne zasady całkowicie dysocjują w roztworze.
• Słabe zasady mają pH 7,3-10, silne mają pH 10-14.
• Słabe zasady mają niższą stałą równowagi, podczas gdy silne zasady mają wyższą stałą równowagi.
• Silne zasady są wysoce reaktywne, podczas gdy słabe zasady są mniej reaktywne.
• Roztwór słabej zasady ma niższe przewodnictwo elektryczne niż mocna podstawa.
• Przykładami słabych zasad są metyloamina (CH₃NH₂), glicyna (C.₂H₃O₂NH₂), trimetyloamina ((CH₃)₃N), hydrazyna (N₂H₄) itp. Przykładami silnych zasad są wodorotlenek sodu (NaOH), wodorotlenek baru (Ba (OH)₂), wodorotlenek cezu (CsOH), wodorotlenek potasu (KOH) itp.