Base débil

Una base débil es aquella que no acepta todos los iones H ⁺ disponibles y forma un equilibrio entre la base y su ácido conjugado. Al disolverse en agua, una base débil no se disocia completamente, por lo que la solución acuosa resultante contiene solo una pequeña proporción de iones hidróxido y el radical básico correspondiente, y una gran proporción de moléculas de la base sin disociar.

Las bases producen soluciones en las que la actividad de los iones hidrógeno es menor que en el agua pura; es decir, se dice que la solución tiene un pH superior a 7,0 en condiciones estándar, pudiendo llegar a ser de hasta 14 (e incluso superior a 14 para algunas bases). La fórmula del pH es:

${\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{H}}^{+}\right]}$

Las bases son aceptoras de protones ; una base recibe un ion hidrógeno del agua, H₂O _{, y la} concentración restante de H⁺ ^en la solución determina el pH. Una base débil tendrá una mayor concentración de H⁺ ^que una base fuerte porque está menos protonada que una base fuerte y, por lo tanto, quedan más iones hidrógeno en su solución. Dada su mayor concentración de H⁺ ^, la fórmula arroja un valor de pH más bajo para la base débil. Sin embargo, el pH de las bases generalmente se calcula en función de la concentración de OH⁻ ^. Esto se debe a que la concentración de H⁺ ^no forma parte de la reacción, mientras que la de OH⁻ ^sí . El pOH se define como:

${\displaystyle {\mbox{pOH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{OH}}^{-}\right]}$

Si multiplicamos las constantes de equilibrio de un ácido conjugado (como NH ₄ ⁺ ) y una base conjugada (como NH ₃ ) obtenemos:

${\displaystyle K_{a}\times K_{b}={[H_{3}O^{+}][NH_{3}] \over [NH_{4}^{+}]}\times {[NH_{4}^{+}][OH^{-}] \over [NH_{3}]}=[H_{3}O^{+}][OH^{-}]}$

Como${\displaystyle {K_{w}}=[H_{3}O^{+}][OH^{-}]}$es simplemente la constante de autoionización del agua, tenemos${\displaystyle K_{a}\times K_{b}=K_{w}}$

Al tomar el logaritmo de ambos lados de la ecuación se obtiene:

${\displaystyle logK_{a}+logK_{b}=logK_{w}}$

Finalmente, multiplicando ambos lados por -1, obtenemos:

${\displaystyle pK_{a}+pK_{b}=pK_{w}=14.00}$

Con el pOH obtenido a partir de la fórmula de pOH dada anteriormente, el pH de la base se puede calcular a partir de${\displaystyle pH=pK_{w}-pOH}$, donde p K _w = 14.00.

Una base débil persiste en equilibrio químico de forma muy similar a como lo hace un ácido débil , con una constante de disociación básica ( K _b ) que indica la fuerza de la base. Por ejemplo, cuando se añade amoníaco al agua, se establece el siguiente equilibrio:

${\displaystyle \mathrm {K_{b}={[NH_{4}^{+}][OH^{-}] \over [NH_{3}]}} }$

Una base con una K_{_b} elevada se ioniza más completamente y, por lo tanto, es una base más fuerte. Como se muestra arriba, el pH de la disolución, que depende de la concentración de H^⁺ , aumenta con la concentración de OH^⁻ ; una mayor concentración de OH^⁻ implica una menor concentración de H ^⁺ y, por consiguiente, un pH mayor. Las bases fuertes tienen concentraciones de H^⁺ menores porque están más protonadas, lo que deja menos iones hidrógeno en la disolución. Una menor concentración de H ^{⁺ implica una} mayor concentración de OH ^{⁻ y, por lo tanto, una} K_{_b} mayor y un pH mayor.

El NaOH (s) (hidróxido de sodio) es una base más fuerte que la (CH₃CH₂ ₎ ₂NH ₍ l) ( dietilamina ) , que a su vez es una base más fuerte que el NH₃ _{( g} ) (amoniaco). A medida que las bases se debilitan, los valores de K_{_b} se vuelven menores. ^{[ 1 ]}

Como se ha visto anteriormente, la fuerza de una base depende principalmente del pH. Para describir la fuerza de las bases débiles, es útil conocer el porcentaje de protonación, es decir, el porcentaje de moléculas de la base que se han protonado. Un porcentaje menor corresponde a un pH menor, ya que ambos valores dependen del grado de protonación. Una base débil está menos protonada, lo que resulta en un pH menor y un menor porcentaje de protonación. ^{[ 2 ]}

El equilibrio típico de transferencia de protones se presenta de la siguiente manera:

${\displaystyle B(aq)+H_{2}O(l)\leftrightarrow HB^{+}(aq)+OH^{-}(aq)}$

B representa la base.

${\displaystyle Porcentaje\ protonado={molaridad\ de\ HB^{+} \over \ molaridad\ inicial\ de\ B}\times 100\%={[{HB}^{+}] \over [B]_{inicial}}{\times 100\%}}$

En esta fórmula, [B] _inicial es la concentración molar inicial de la base, suponiendo que no se ha producido ninguna protonación.

^{Calcula el pH y el} porcentaje de protonación de una solución acuosa de piridina, C₅H₅N, 0,20 M. _La K _b _para C₅H₅N _es 1,8 x _10⁻⁹ . ^{[ 3 ]}

Primero, escriba el equilibrio de transferencia de protones:

${\displaystyle \mathrm {H_{2}O(l)+C_{5}H_{5}N(aq)\leftrightarrow C_{5}H_{5}NH^{+}(aq)+OH^{-}(aq)} }$

${\displaystyle K_{b}=\mathrm {[C_{5}H_{5}NH^{+}][OH^{-}] \over [C_{5}H_{5}N]} }$

La tabla de equilibrio, con todas las concentraciones en moles por litro, es

Esto significa que el 0,0095% de la piridina está en la forma protonada de C ₅ H ₅ NH ⁺ .

• Alanina
• Amoníaco , _NH₃
• Metilamina , _CH₃NH₂​_​
• Hidróxido de amonio , _NH₄OH

• Un ejemplo de base débil es el amoníaco. No contiene iones hidróxido, pero reacciona con el agua para producir iones amonio e iones hidróxido. ^{[ 4 ]}
• La posición de equilibrio varía de una base a otra cuando una base débil reacciona con agua. Cuanto más a la izquierda esté, más débil será la base. ^{[ 5 ]}
• Cuando existe un gradiente de iones de hidrógeno entre ambos lados de la membrana biológica, la concentración de algunas bases débiles se concentra en un solo lado de la membrana. ^{[ 6 ]} Las bases débiles tienden a acumularse en fluidos ácidos. ^{[ 6 ]} El ácido gástrico contiene una mayor concentración de bases débiles que el plasma. ^{[ 6 ]} La orina ácida, en comparación con la orina alcalina, excreta las bases débiles a un ritmo más rápido. ^{[ 6 ]}

• Base sólida
• Ácido débil

• Guía para bases débiles (apuntes del curso de Georgetown)
• Artículo sobre la acidez de soluciones de bases débiles de Intute