Differkinome

Różnica między słabą bazą a mocną bazą

Chemia
Share

We współczesnej chemii stosuje się kilka definicji zasady:

  • Zasada Arrheniusa - substancja, która zwiększa stężenie anionów wodorotlenkowych po rozpuszczeniu w wodzie;
  • Zasada Brønsteda-Lowry'ego - substancja, która pobiera proton podczas reakcji z kwasem;
  • Zasada Lewisa - substancja, która podczas reakcji z kwasem daje parę elektronów innej substancji.

Najczęściej stosowana jest definicja Brøndsteda-Lowry'ego.

Zasady w szerokim znaczeniu obejmują trzy grupy substancji:

  • Rozpuszczalne w wodzie wodorotlenki metali: NaOH, Ca (OH)2), itp.;
  • Nierozpuszczalne w wodzie tlenki lub wodorotlenki, które mogą reagować z kwasem: FeO, Al (OH)3), itp.;
  • Inne związki, które po rozpuszczeniu w wodzie oddziałują z nią i uwalniają jony wodorotlenkowe: NH3), CH3)NH2), itp.

Niektóre z ogólnych właściwości zasad to:

  • Mydlany lub śliski dotyk;
  • Gorzki smak;
  • Przewodność elektryczna;
  • Gwałtowna reakcja z substancjami redukowalnymi lub kwasowymi; żrący dla materii organicznej;
  • Zamień czerwony papier lakmusowy na niebieski.

Co to jest słaba baza?

Słabe zasady tylko częściowo dysocjują, dając jony w roztworze.

Kiedy zasada jonizuje, pozostawia OH- jon z tyłu, pobierając jon wodoru z wody. Rozwiązania słabych zasad mają wyższą H+ stężenie niż w przypadku silnych zasad.

Zasadowość roztworu wodnego określa się za pomocą pH.

pH = -log10 [H+]

PH zasad jest wyższe niż 7,3. Słabe są warunkowo uważane za zasady o pH poniżej 10.

Ponieważ zasady są akceptorami protonów, zasada otrzymuje OH- jon z wody. Słabe zasady są mniej całkowicie protonowane niż mocniejsze zasady, a zatem mają wyższe H+ stężenie w roztworze. Wyższa H.+ stężenie powoduje niższe pH.

W roztworze wodnym zasady istnieją w równowadze chemicznej. Pozycja równowagi zmienia się w zależności od siły podstawy. Im słabsza podstawa, tym bardziej w lewo przesunięta jest równowaga.

Pozycja równowagi jest mierzona stałą równowagi (Kb). Im bardziej równowaga leży po lewej stronie, tym niższa jest wartość stałej. Tak więc słabsze zasady mają niższe stałe równowagi.

Słabymi zasadami są słabe elektrolity.

Zdolność roztworu do przewodzenia elektryczności zależy od stężenia jonów. Rozwiązanie słabej zasady ma mniej jonów niż rozwiązanie silnej, a zatem ma niższą przewodność elektryczną.

Przykładami słabych zasad są:

  • Alanina (C3)H.5O2)NH2));
  • Etyloamina (C2)H.5NH2));
  • Dimetyloamina ((CH3))2)NH);
  • Metyloamina (CH3)NH2));
  • Glicyna (C2)H.3)O2)NH2));
  • Trimetyloamina ((CH3))3)N);
  • Hydrazyna (N.2)H.4).

Co to jest Strong Base?

Silne zasady całkowicie dysocjują, dając jony w roztworze. Mają pH między 10 a 14.

Silne 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 słabe kwasowe grupy C-H nawet przy braku wody.

Silne zasady mają wyższą stałą równowagi w porównaniu do słabszych.

Silne zasady są bardzo reaktywne. Są dobrymi elektrolitami.

Zdolność roztworu do przewodzenia elektryczności zależy od stężenia jonów. Silna baza ma więcej jonów w roztworze niż słaba, więc ma wyższą przewodność elektryczną.

Przykładami silnych zasad są:

  • 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 podstawa: Silna zasada to taka, która całkowicie dysocjuje, dając jony w roztworze.

  1. Dysocjacja

Słaba podstawa: Słabe zasady tylko częściowo dysocjują w roztworze.

Mocna podstawa: Silne zasady całkowicie dysocjują w roztworze.

  1. wartość PH

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

Mocna podstawa: Silne zasady mają pH 10–14.

  1. Wartość Kb

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

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

  1. Reaktywność

Słaba podstawa: Słabe zasady są mniej reaktywne niż silne.

Mocna podstawa: Silne zasady są bardzo reaktywne.

  1. Przewodnictwo elektryczne

Słaba podstawa: Rozwiązanie słabej zasady ma niższą przewodność elektryczną niż mocne zasady.

Mocna podstawa: Rozwiązanie silnej zasady ma wyższą przewodność elektryczną niż słabej zasady.

  1. Przykłady

Słaba podstawa: Przykładami słabych zasad są metyloamina (CH3)NH2)), glicyna (C2)H.3)O2)NH2)), trimetyloamina ((CH3))3)N), hydrazyna (N2)H.4) itp.

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

Słabe vs. Silna podstawa: tabela porównawcza

Podsumowanie słabych vs. Mocna podstawa

  • Zgodnie z definicją Brønsteda-Lowry'ego zasada jest substancją, która pobiera proton w reakcji z kwasem.
  • Bazy mają mydlany lub śliski dotyk i gorzki smak. Reagują gwałtownie z substancjami redukowalnymi lub kwasowymi i działają żrąco na materię organiczną.
  • Słaba zasada to taka, która tylko częściowo dysocjuje, dając jony w roztworze.
  • Silna zasada to 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, mocne mają pH 10 - 14.
  • Słabe zasady mają niższą stałą równowagi, podczas gdy mocne zasady mają wyższą stałą równowagi.
  • Silne zasady są wysoce reaktywne, podczas gdy słabe zasady są mniej reaktywne.
  • Rozwiązanie słabej zasady ma niższą przewodność elektryczną niż mocne zasady.
  • Przykładami słabych zasad są metyloamina (CH3)NH2)), glicyna (C2)H.3)O2)NH2)), trimetyloamina ((CH3))3)N), hydrazyna (N2)H.4) itp. Przykładami silnych zasad są wodorotlenek sodu (NaOH), wodorotlenek baru (Ba (OH)2)), wodorotlenek cezu (CsOH), wodorotlenek potasu (KOH) itp.
Chemia
×