Moc zasady
Moc zasady – ilościowa miara chemicznej „siły działania” zasad. Miarą tej mocy jest ujemny logarytm dziesiętny ze stałej dysocjacji zasady w danych warunkach temperatury i ciśnienia, oznaczany skrótem
![{\displaystyle \mathrm {p} K_{b}=-\log[K_{b}]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/478a5edfed9fc1ad13080bd74bed38cc7cb1914b)
gdzie to stała dysocjacji zasady. Im jest mniejsze, tym moc zasady jest większa.
Przykładowo dla NaOH:
- NaOH → Na+ + OH− (dysocjacja w wodzie)
![{\displaystyle K_{b}=\mathrm {\frac {[Na^{+}][OH^{-}]}{[NaOH]}} >10^{14},\;\mathrm {p} K_{b}<-14}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/fbffe3ab6b669466d1ef79bb9dbfc3c441390392)
Moc zasad organicznych i amoniaku[edytuj | edytuj kod]
Równowaga kwasowo-zasadowa dla zasad organicznych i amoniaku ma postać[1][2][3]:
- B + H
2O ⇄ BH+
+ OH−
![{\displaystyle K_{b}=\mathrm {\frac {[BH^{+}][OH^{-}]}{[B]}} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/9a77e915110bb234185fc6e41a479517ee501773)
Wartości pKb można spotkać w starszej literaturze[3]. Współcześnie zamiast pKb podaje się wartości pKa (moc kwasu)[1][2][3] (oznaczane czasem jako pKBH+) dla kwasu sprzężonego BH+ danej zasady B[1]:
- BH+
+ H
2O ⇄ B + H
3O+ - dla rozcieńczonych roztworów przyjmuje się i włącza je się do pKa:
![{\displaystyle K_{a}'=\mathrm {\frac {[B][H_{3}O^{+}]}{[BH^{+}][H_{2}O]}} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/bb1606141c7f53cc8863456cd6edfd2c22c3d383)
![{\displaystyle {[H_{2}O]}=const}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/417667962618aff9a526d7e3f3f77915dc92fdb1)
![{\displaystyle K_{a}=[H_{2}O]K_{a}'=\mathrm {\frac {[B][H_{3}O^{+}]}{[BH^{+}]}} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ef161aa40f8e4309a026fb45f877930fbac0cdc3)
Obie wartości skorelowane są wzorem:
- pKa + pKb = pKH2O = 14
![{\displaystyle K_{a}K_{b}=\mathrm {\frac {[B][H_{3}O^{+}]}{[BH^{+}]}} \mathrm {\frac {[BH^{+}][OH^{-}]}{[B]}} =}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e33b962de551981c39973a44d8f25fbbb1a5e9d7)
![{\displaystyle \mathrm {[H_{3}O^{+}][OH^{-}]} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4857a0de61071822018a85c5e7466d633a003350)
Np. dla amoniaku pKb = 4,7 a pKa = 9,3, które to wartości dotyczą równań[1][2]:
- pKb:
- NH
3 + H
2O ⇄ NH+
4 + OH−
- NH
![{\displaystyle K_{b}=\mathrm {\frac {[NH_{4}^{+}][OH^{-}]}{[NH_{3}]}} =2^{-5},\;\mathrm {p} K_{b}=4,7}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ebb727b104006a029c6d6b2a36d87bd4cedf3f87)
- pKa:
- NH+
4 + H
2O ⇄ NH
3 + H
3O+
- NH+
![{\displaystyle K_{a}=\mathrm {\frac {[NH_{3}][H_{3}O^{+}]}{[NH_{4}^{+}]}} =5^{-10},\;\mathrm {p} K_{a}=9,3}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/83ac2f760025bfbd67830ce912a5d69732073e84)
| Związek | pKa | pKb |
|---|---|---|
| guanidyna | 13,6 | 0,4 |
| dietyloamina | 10,8 | 3,2 |
| amoniak | 9,3 | 4,7 |
| anilina | 4,9 | 9,1 |
| mocznik | 0,1 | 13,9 |
| tiomocznik | –1 | 15 |
Mocne zasady[edytuj | edytuj kod]
Wartości Kb mocnych zasad w wodzie są na tyle duże (około 1013 lub wyższe), że nie daje się ich zmierzyć bezpośrednio. Można jednak porównać ich moc w rozpuszczalnikach organicznych, np. w DMSO lub acetonitrylu[4].
Mocne zasady:
- wodorotlenki litowców: LiOH, NaOH, KOH, RbOH oraz CsOH;
- wodorotlenki berylowców (bez berylu i magnezu): Ca(OH)2, Sr(OH)2 i Ba(OH)2.
Zobacz też[edytuj | edytuj kod]
Przypisy[edytuj | edytuj kod]
- ↑ a b c d Douglas Dalzell Perrin, Dissociation constants of organic bases in aqueous solution, Londyn: Butterworths & Co., 1965 (IUPAC), s. 1–2 [dostęp 2023-07-04].
- ↑ a b c d Dissociation constants of inorganic acids and bases, [w:] CRC Handbook of Chemistry and Physics, David R. Lide (red.), wyd. 88, Boca Raton: CRC Press, 2007, s. 8-40–8-41, ISBN 978-0-8493-0488-0 (ang.).
- ↑ a b c d Dissociation constants of organic acids and bases, [w:] CRC Handbook of Chemistry and Physics, David R. Lide (red.), wyd. 88, Boca Raton: CRC Press, 2007, s. 8-42–8-51, ISBN 978-0-8493-0488-0 (ang.).
- ↑ Range of accessible pH-values, [w:] Brian G. Cox, Acids and Bases. Solvent Effects on Acid-Base Strength, Oxford University Press, 2013, s. 3–5, DOI: 10.1093/acprof:oso/9780199670512.001.0001, ISBN 978-0-19-967051-2 (ang.).
Bibliografia[edytuj | edytuj kod]
- Lech Pajdowski, Chemia ogólna, Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 1981, ISBN 83-01-00555-6.