Basa lemah

Basa lemah adalah basa yang pada saat dilarutkan dalam air, tidak terdisosiasi sepenuhnya dan larutan berair yang dihasilkannya mengandung ion hidroksida dan radikal basanya dalam proporsi kecil, bersama dengan sebagian besar molekul basa yang tidak terdisosiasi.

pH, K_b, dan K_w

Basa berkisar dari pH lebih besar dari 7 (7 netral, seperti air murni) hingga 14 (meskipun beberapa basa lebih besar dari 14). pH memiliki rumus:

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

Oleh karena basa adalah akseptor proton, basa menerima ion hidrogen dari air, H₂O, dan konsentrasi H⁺ yang tersisa dalam larutan menentukan pH. Basa lemah akan memiliki konsentrasi H⁺ yang lebih tinggi karena mereka kurang terprotonasi daripada basa kuat dan, oleh karena itu, lebih banyak ion hidrogen tertinggal dalam larutan. Jika Anda memasukkan konsentrasi H⁺ yang lebih tinggi ke dalam rumus, hasil pH rendah. Namun, pH basa biasanya dihitung menggunakan konsentrasi OH⁻ untuk menemukan pOH terlebih dahulu. Ini dilakukan karena konsentrasi H⁺ bukan bagian dari reaksi, sedangkan konsentrasi OH⁻ adalah:

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

Dengan mengalikan asam konjugat (seperti NH+4) dan basa konjugat (seperti NH₃) persamaannya menjadi:

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

Oleh karena ${K_{w}}=[H_{3}O^{+}][OH^{-}]$ maka, $K_{a}\times K_{b}=K_{w}$

Dengan mengambil logaritma dari kedua sisi persamaan, maka tercapai:

logK_{a}+logK_{b}=logK_{w}

Akhirnya, mengalikan seluruh persamaan dengan -1, persamaan berubah menjadi:

pK_{a}+pK_{b}=pK_{w}=14,00

Setelah memperoleh pOH dari rumus pOH sebelumnya, pH dapat dihitung menggunakan rumus $pH=pK_{w}-pOH$ di mana pK_w = 14,00.

Basa lemah berada dalam kesetimbangan kimia dengan cara yang sama seperti asam lemah, dengan konstanta disosiasi basa ( $K_{b}$ ) menunjukkan kekuatan basa. Misalnya, ketika amonia dimasukkan ke dalam air, terjadi kesetimbangan berikut:

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

Basa yang memiliki $K_{b}$ besar akan terionisasi lebih sempurna dan dengan demikian sifat basanya lebih kuat. Seperti yang dinyatakan di atas, pH larutan tergantung pada konsentrasi H⁺, yang terkait dengan konsentrasi OH⁻ oleh konstanta swaionisasi ( $Kw=1,0\times 10^{-14}$ ). Basa kuat memiliki konsentrasi H⁺ yang lebih rendah karena mereka terprotonasi penuh dan lebih sedikit ion hidrogen yang tertinggal dalam larutan. Konsentrasi H⁺ yang lebih rendah juga berarti konsentrasi OH⁻ lebih tinggi dan karenanya, $K_{b}$ lebih besar.

NaOH (s) (natrium hidroksida) adalah basa yang lebih kuat daripada (CH₃CH₂)₂NH (l) (dietilamina) yang merupakan basa yang lebih kuat daripada NH₃ (g) (amonia). Ketika basa semakin lemah, semakin kecil nilai $K_{b}$ nya.^[1]

Persen terprotonasi

Seperti yang terlihat di atas, kekuatan basa terutama tergantung pada pH. Untuk membantu menggambarkan kekuatan basa lemah, akan sangat membantu untuk mengetahui persen terprotonasi, yaitu persentase molekul basa yang telah terprotonasi. Persentase yang lebih rendah akan sesuai dengan pH yang lebih rendah karena kedua angka dihasilkan dari jumlah protonasi. Basa lemah kurang terprotonasi, menyebabkan pH lebih rendah dan persen terprotonasi lebih rendah.^[2]

Keseimbangan transfer proton yang khas muncul seperti:

{\ce {B(aq) + H2O(l) <-> HB^{+}(aq) + OH^{-}(aq)}}

B menyatakan basa.

Persen\ terprotonasi={molaritas\ HB^{+} \over \ molaritas\ awal\ B}\times 100\%={[{HB}^{+}] \over [B]_{awal}}{\times 100\%}

Dalam rumus ini, [B]_awal adalah konsentrasi molar awal basa, dengan asumsi bahwa tidak ada protonasi yang terjadi.

Masalah pH yang umum

Hitung pH dan persen protonasi 0,20 M larutan piridin C₅H₅N dalam air. K_b piridin adalah 1,8×10⁻⁹.^[3]

Pertama, tulis kesetimbangan transfer proton:

{\ce {H2O(l) + C5H5N(aq) <-> C5H5NH^+(aq) + OH^{-}(aq)}}

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

Tabel kesetimbangan, seluruh konsentrasi dalam mol per Liter


	C₅H₅N	C₅H₆N⁺	OH⁻
normalitas awal	0,20	0	0
perubahan normalitas	-x	+x	+x
normalitas kesetimbangan	0,20 -x	x	x

Substitusikan molaritas kesetimbangan ke dalam konstanta basa	$K_{b}=\mathrm {1,8\times 10^{-9}} ={x\times x \over 0,20-x}$
Diasumsikan bahwa x sangat kecil yang artinya tak bermakna ketika kita menggunakan angka bermakna.	$\mathrm {1,8\times 10^{-9}} \approx {x^{2} \over 0,20}$
Pecahkan x.	$\mathrm {x} \approx {\sqrt {0,20\times (1,8\times 10^{-9})}}=1,9\times 10^{-5}$
Periksa asumsi bahwa << 0,20	$\mathrm {1} ,9\times 10^{-5}\ll 0,20$ ; maka pendekatannya valid
Hitung pOH dari pOH = -log [OH⁻] dengan [OH⁻]=x	$\mathrm {p} OH\approx -log(1,9\times 10^{-5})=4,7$
Dari pH = pK_w - pOH,	$\mathrm {p} H\approx 14,00-4,7=9,3$
Dari persamaan untuk persen terprotonasi dengan [HB⁺] = x dan [B]_awal = 0,20,	$\mathrm {p} ersen\ terprotonasi={1,9\times 10^{-5} \over 0,20}\times 100\%=0,0095\%$

Ini berarti 0,0095% piridin terprotonasi dalam bentuk C₅H₅NH⁺.

Contoh

Alanina
Amonia, NH₃
Metilamina, CH₃NH₂
Amonium hidroksida, NH₄OH

Fakta sederhana

Contoh basa lemah adalah amonia. Ia tidak mengandung ion hidroksida, tetapi bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion amonium dan ion hidroksida.^[4]
Posisi keseimbangan bervariasi dari satu basa ke basa lain ketika basa lemah bereaksi dengan air. Semakin jauh ke kiri itu, semakin lemah basanya.^[5]
Ketika ada gradien ion hidrogen antara dua sisi membran biologis, konsentrasi beberapa basa lemah difokuskan hanya pada satu sisi membran.^[6] Basa lemah cenderung menumpuk dalam cairan asam.^[6] Asam lambung mengandung konsentrasi basa lemah yang lebih tinggi daripada plasma.^[6] Urin asam, dibandingkan dengan urin alkali, mengeluarkan basa lemah dengan kecepatan lebih cepat.^[6]

Lihat juga

Referensi

^ "Explanation of strong and weak bases]". ChemGuide. Diakses tanggal 2018-03-23.
^ Howard Maskill (1985). The physical basis of organic chemistry. Oxford University Press, Incorporated. ISBN 978-0-19-855192-8.
^ "Calculations of weak bases". Mr Kent's Chemistry Page. Diakses tanggal 2018-03-23.
^ Atkins, Peter, and Loretta Jones. Chemical Principles: The Quest for Insight, 3rd Ed., New York: W.H. Freeman, 2005.
^ Clark, Jim. "Strong and Weak Bases."N.p.,2002. Web.
^ ^a ^b ^c ^d Milne, M.D.; Scribner, B.H.; Crawford, M.A. (1958). "Non-ionic diffusion and the excretion of weak acids and bases". The American Journal of Medicine. 24 (5): 709–729. doi:10.1016/0002-9343(58)90376-0.