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 p K b . {\displaystyle \mathrm {p} K_{b}.}

p K b = − log ⁡ [ K b ] {\displaystyle \mathrm {p} K_{b}=-\log[K_{b}]}

gdzie K b {\displaystyle K_{b}} to stała dysocjacji zasady. Im p K b {\displaystyle \mathrm {p} K_{b}} jest mniejsze, tym moc zasady jest większa.

Przykładowo dla NaOH:

NaOH → Na+ + OH− (dysocjacja w wodzie)
K b = [ N a + ] [ O H − ] [ N a O H ] > 10 14 , p K b < − 14 {\displaystyle K_{b}=\mathrm {\frac {[Na^{+}][OH^{-}]}{[NaOH]}} >10^{14},\;\mathrm {p} K_{b}<-14}

Moc zasad organicznych i amoniaku

Równowaga kwasowo-zasadowa dla zasad organicznych i amoniaku ma postać[1][2][3]:

B + H
2O ⇄ BH+
 + OH−
K b = [ B H + ] [ O H − ] [ B ] {\displaystyle K_{b}=\mathrm {\frac {[BH^{+}][OH^{-}]}{[B]}} }

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+
K a ′ = [ B ] [ H 3 O + ] [ B H + ] [ H 2 O ] {\displaystyle K_{a}'=\mathrm {\frac {[B][H_{3}O^{+}]}{[BH^{+}][H_{2}O]}} }
dla rozcieńczonych roztworów przyjmuje się [ H 2 O ] = c o n s t {\displaystyle {[H_{2}O]}=const} i włącza je się do pKa:
K a = [ H 2 O ] K a ′ = [ B ] [ H 3 O + ] [ B H + ] {\displaystyle K_{a}=[H_{2}O]K_{a}'=\mathrm {\frac {[B][H_{3}O^{+}]}{[BH^{+}]}} }

Obie wartości skorelowane są wzorem:

K a K b = [ B ] [ H 3 O + ] [ B H + ] [ B H + ] [ O H − ] [ B ] = {\displaystyle K_{a}K_{b}=\mathrm {\frac {[B][H_{3}O^{+}]}{[BH^{+}]}} \mathrm {\frac {[BH^{+}][OH^{-}]}{[B]}} =} [ H 3 O + ] [ O H − ] {\displaystyle \mathrm {[H_{3}O^{+}][OH^{-}]} } = K H 2 O = 10 − 14 {\displaystyle =K_{H_{2}O}=10^{-14}}
pKa + pKb = pKH2O = 14

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−
K b = [ N H 4 + ] [ O H − ] [ N H 3 ] = 2 − 5 , p K b = 4 , 7 {\displaystyle K_{b}=\mathrm {\frac {[NH_{4}^{+}][OH^{-}]}{[NH_{3}]}} =2^{-5},\;\mathrm {p} K_{b}=4,7}
  • pKa:
NH+
4 + H
2O ⇄ NH
3 + H
3O+
K a = [ N H 3 ] [ H 3 O + ] [ N H 4 + ] = 5 − 10 , p K a = 9 , 3 {\displaystyle K_{a}=\mathrm {\frac {[NH_{3}][H_{3}O^{+}]}{[NH_{4}^{+}]}} =5^{-10},\;\mathrm {p} K_{a}=9,3}
Przykładowe wartości
pKa i pKb[2][3]
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

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

Przypisy

  1. ↑ a b c d Douglas DalzellD.D. Perrin Douglas DalzellD.D., Dissociation constants of organic bases in aqueous solution, Londyn: Butterworths & Co., 1965 (IUPAC), s. 1–2 [dostęp 2023-07-04] .
  2. ↑ a b c d Dissociation constants of inorganic acids and bases, [w:] CRC Handbook of Chemistry and Physics, David R.D.R. Lide (red.), wyd. 88, Boca Raton: CRC Press, 2007, s. 8-40–8-41, ISBN 978-0-8493-0488-0  (ang.).
  3. ↑ a b c d Dissociation constants of organic acids and bases, [w:] CRC Handbook of Chemistry and Physics, David R.D.R. Lide (red.), wyd. 88, Boca Raton: CRC Press, 2007, s. 8-42–8-51, ISBN 978-0-8493-0488-0  (ang.).
  4. ↑ Range of accessible pH-values, [w:] Brian G.B.G. Cox Brian G.B.G., 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

  • LechL. Pajdowski LechL., Chemia ogólna, Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 1981, ISBN 83-01-00555-6 .