Moc zasady

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Przejdź do nawigacji Przejdź do wyszukiwania

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

gdzie to stała dysocjacji zasady. Im jest mniejsze, tym moc zasady jest większa.

Przykładowo dla NaOH:

NaOH → Na+ + OH (dysocjacja w wodzie),

Moc zasad organicznych[edytuj | edytuj kod]

Równanie dysocjacji dla zasad organicznych ma postać[1]:

B + H
2
O ⇄ BH + OH
.

Dla zasadowych związków organicznych zamiast współcześnie podaje się wartości (moc kwasu)[1] (oznaczane czasem jako ) dla kwasu sprzężonego danej zasady [2]:

B + H
3
O+
⇄ BH+
+ H
2
O
.

Obie wartości skorelowane są wzorem:

Np. dla amoniaku a która to wartość odpowiada dysocjacji (jonizacji) kwasowej jonu amonowego NH+
4
, a także reakcji hydrolizy tegoż jonu.

Przykładowe wartości
dietyloamina[1]: 10,8
amoniak: 4,7
mocznik[1]: 13,9

Mocne zasady[edytuj | edytuj kod]

Wartości mocnych zasad w wodzie są na tyle duże (powyżej 1014), że nie daje się ich zmierzyć żadnymi znanymi metodami, dlatego trudno jest porównywać ich moc i zazwyczaj przyjmuje się, że wszystkie silne zasady posiadają jednakową moc. Dopiero w przypadku słabszych zasad jest sens porównywać ich moc, jednak relacja między ich mocą i strukturą chemiczną jest dość złożona.

Mocne zasady:

Zobacz też[edytuj | edytuj kod]

Przypisy[edytuj | edytuj kod]

  1. a b c d Dissociation constants of organic acids and bases. W: CRC Handbook of Chemistry and Physics. Wyd. 91. Boca Raton: CRC Press, 2010, s. od 8-40 do 8-46.
  2. D.D. Perrin: Dissociation constants of organic bases in aqueous solution. Londyn: Butterworths & Co., 1965, s. 393, seria: IUPAC.

Bibliografia[edytuj | edytuj kod]