Zwakke base

Een zwakke base wordt in een oplossing met water niet volledig gesplitst in ionen. In plaats daarvan zal zich een evenwicht instellen volgens:

${\displaystyle \mathrm {AOH_{(aq)}\,\leftrightarrow \,A^{+}\,_{(aq)}+\,OH^{-}\,_{(aq)}} }$

ZUREN en BASEN
Algemene begrippen
pH Zuur-basereactie Zuur-basetitratie Zuurconstante Buffer Waterevenwicht Hammett-zuurfunctie
Zuren
Sterk · Zwak · Lewiszuur · Anorganisch zuur · Organisch zuur · Superzuur · Oxozuur · Halogeenzuurstofzuur
Basen
Sterk · Zwak · Lewisbase · Organische base
Portaal   Scheikunde

Er zijn meer zwakke dan sterke basen.

De ligging van het evenwicht wordt bepaald door de grootte van de evenwichtsconstante:

${\displaystyle \mathrm {K_{b}\,=\,{\frac {[A^{+}\,][OH^{-}\,]}{[AOH]}}} }$

Zuurrest als zwakke base

Naast stoffen die zelf een OH-groep kunnen afstaan vormt de groep geconjugeerde basen van zwakke zuren een veel grotere groep zwakke basen. De base wordt in de vorm van het natrium- of kaliumzout (bijvoorbeeld natriumacetaat) in de oplossing gebracht. Het hydroxide-ion ontstaat bij deze groep basen uit de reactie van het zuurrest-ion met water:

${\displaystyle \mathrm {A^{-}\,_{(aq)}+\,H_{2}O\,\leftrightarrow \,HA\,_{(aq)}+\,OH^{-}\,_{(aq)}} }$

De voor deze reactie geldende K_b wordt dan strikt formeel:

${\displaystyle \mathrm {K_{b}\,=\,{\frac {[HA\,][OH^{-}\,]}{[A^{-}\,][H_{2}O]}}} }$

De pH van oplossingen van zwakke basen

Omdat voor de concentratie van water in water als oplosmiddel "1" geschreven mag worden gaat deze vergelijking over in

${\displaystyle \mathrm {K_{b}\,=\,{\frac {[HA\,][OH^{-}\,]}{[A^{-}\,]}}} }$

Met het gegeven dat voor elk OH⁻-ion dat in de oplossing voorkomt ook een HA molecule gevormd is, waardoor [OH⁻] = [HA], kan geschreven worden:

${\displaystyle \mathrm {K_{b}\,=\,{\frac {[OH^{-}\,][OH^{-}\,]}{[A^{-}\,]}}} }$

of

${\displaystyle \mathrm {K_{b}\,=\,{\frac {[OH^{-}\,]^{2}}{[A^{-}\,]}}} }$

en

${\displaystyle \mathrm {K_{b}\,[A^{-}\,]=\,{[OH^{-}\,]^{2}}} }$

of

${\displaystyle \mathrm {{\sqrt {K_{b}\,[A^{-}\,]}}=\,{[OH^{-}\,]}} }$

De pH van de oplossing wordt vervolgens bepaald via:

pOH = -log([OH⁻])

en hieruit kan de pH berekend worden:

pH = 14 - pOH

Voorbeelden

• alanine
• ammoniak
• methanol
• methylamine
• natriumacetaat
• natriumcarbonaat
• pyridine

Zie ook

• Sterke base