Viquipèdia

Base química: diferència entre les revisions

Exploració interactiva de l'historial
← Edició anteriorEdició següent →
Contingut suprimit Contingut afegit
VisualWikitext
m Robot inserta {{Autoritat}}
trec el tag <p>
Línia 152:
La teoria de Bronsted - Lowry quantifica la força de les bases, és a dir, la seva capacitat per a escindir un protó de l'àcid. Es mesura mitjançant la constant ''K<sub>b</sub>'' - la [[constant d'equilibri]] de la reacció amb la base d'àcid de comparació. Com més gran sigui la constant de basicitat, més gran serà la força de la base i més gran és la seva capacitat per escindir els protons. Habitualment la constant de basicitat s'expressa com l'índex de basicitat constants p''K<sub>b</sub>''. Per exemple, l'amoníac com una base de Bronsted pot ser descrit:
 
<pdiv align="center"><math>\mathsf{NH_3+H_2O}\rightleftharpoons\mathsf{NH_4^++OH^-}</math></p>
<p align="center"><math>K_b=\frac{[\mathsf{NH_4^+}]\cdot[\mathsf{OH^-}]}{[\mathsf{NH_3}]} = 1{,}79\cdot10^{-5};</math></p>
<p align="center"><math>\ \mathrm{p}K_b=-\log K_a = 4{,}75.</math></pdiv>
 
Per a bases polibàsiques es poden obtenir diversos valors de les constants de dissociació ''K<sub>b1</sub>'', ''K<sub>b2</sub>'', etc Per exemple, un ió fosfat pot estar protonat tres vegades
 
<pdiv align="center"><math>\mathsf{PO_4^{3-}+H_2O}\rightleftharpoons\mathsf{HPO_4^{2-}+OH^-}; K_\mathrm{b1}=\frac{[\mathsf{HPO_4^{2-}}]\cdot[\mathsf{OH^-}]}{[\mathsf{PO_4^{3-}}]} = 2{,}10\cdot10^{-2};</math></p>
<p align="center"><math>\mathsf{HPO_4^{2-}+H_2O}\rightleftharpoons\mathsf{H_2PO_4^-+OH^-}; K_\mathrm{b2}=\frac{[\mathsf{H_2PO_4^-}]\cdot[\mathsf{OH^-}]}{[\mathsf{HPO_4^{2-}}]} = 1{,}58\cdot10^{-7};</math></p>
<p align="center"><math>\mathsf{H_2PO_4^-+H_2O}\rightleftharpoons\mathsf{H_3PO_4+OH^-}; K_\mathrm{b3}=\frac{[\mathsf{H_3PO_4}]\cdot[\mathsf{OH^-}]}{[\mathsf{H_2PO_4^-}]} = 1{,}32\cdot10^{-12}.</math></pdiv>
 
La potència de la base també es pot caracteritzar per la [[constant d'acidesa]] del seu àcid conjugat ''K<sub>a</sub>'' (BH<sup>+</sup>), on la basicitat del producte és constant ''K<sub>b</sub>'' per una constant ''K<sub>a</sub>'' (BH<sup>+</sup>), el [[producte iònic]] de l'aigua per a solucions aquoses, i la constant d'[[autoprotòlisi]] del dissolvent general.
 
<pdiv align="center"><math>K_a\mathrm{(NH_4^+)}=\frac{[\mathsf{NH_3}]\cdot[\mathsf{H^+}]}{[\mathsf{NH_4^+}]} = 5{,}62\cdot10^{-10};</math></p>
<p align="center"><math>{K_a\mathrm{(NH_4^+)}}\cdot{K_b\mathrm{(NH_3)}}=K_w=1\cdot10^{-14};</math></p>
<p align="center"><math>{\mathrm{p}K_a\mathrm{(NH_4^+)}}+{\mathrm{p}K_b\mathrm{(NH_3)}}=\mathrm{p}K_w=14</math></pdiv>
 
Altres exemples de bases fortes són els [[hidròxid|hidròxids]] dels [[Metall alcalí|metalls alcalins]] i les [[Alcalinoterri|terres alcalines]]:
Obtingut de «https://ca.wikipedia.org/wiki/Base_química»