弱碱

酸鹼化学

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布朗斯特-劳里酸碱理论中，弱碱指在水溶液中不完全电离的碱，意即质子化反应不完全。一般碱的pH值范围为7~14，其中7为中性，14则为强碱性，可通过以下公式计算：

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

相对强碱而言，弱碱从水分子接受质子的能力较差，因而溶液中H⁺浓度更高，pH值较低。

碱阴离子的电离平衡不涉及H⁺，通常以OH⁻离子浓度先计算pOH：

$\mbox{pOH} = -\log_{10} \left[ \mbox{OH}^- \right]$

共轭酸（如NH₄⁺）与共轭碱（如NH₃）的酸碱平衡式相乘，得到：

$K_a \times K_b = {[H_3O^+][NH_3]\over[NH_4^+]} \times {[NH_4^+][OH^-]\over[NH_3]} = [H_3O^+][OH^-]$

由于 ${K_w} = [H_3O^+][OH^-]$ ，因此 $K_a \times K_b = K_w$ 。

等式两边同时取对数，得：

$logK_a + logK_b = logK_w$

最后等式两边同乘-1，结果为：

$pK_a + pK_b = pK_w = 14.00$

pH值可由已知的pOH值代入下式计算：

pH = pK_w - pOH，pK_w = 14.00

与弱酸类似，弱碱在水中也存在电离平衡，其反应平衡常数称作K_b，可作为碱强弱的量度。强碱电离过程完全，K_b值也较大。弱碱，如氨在溶于水时存在下列平衡：

$\mathrm{K_b={[NH_4^+][OH^-]\over[NH_3]}}$

pH值计算涉及的H⁺浓度与OH⁻浓度通过水的离子积联系起来，K_w = 1.0x10⁻¹⁴，见水的自偶电离。强碱中H⁺浓度较低，即OH⁻浓度更高，K_b更大。

反应平衡 [编辑]

通常以碱的共轭酸百分比来描述弱碱的碱性强弱。若共轭酸浓度更大，则表明pH值更大，若更小则相反。弱碱的共轭酸浓度通常较低。

酸碱平衡式为：

$B(aq) + H_2O(l) \leftrightarrow HB^+(aq) + OH^-(aq)$ ，B表示碱

$Percentage\ protonated = {molarity\ of\ HB^+ \over\ initial\ molarity\ of\ B} \times 100\% = {[{HB}^+]\over [B]_{initial}} {\times 100\%}$

式中[B]_initial表示假想的反应发生前碱的摩尔浓度。

计算0.20 mol/L吡啶水溶液的pH及酸型所占的百分比，吡啶：C₅H₅N，K_b为1.8 x 10⁻⁹。

首先写出酸碱平衡反应式：

$\mathrm{H_2O(l) + C_5H_5N(aq) \leftrightarrow C_5H_5NH^+ (aq) + OH^- (aq)}$

$K_b=\mathrm{[C_5H_5NH^+][OH^-]\over [C_5H_5N]}$

浓度列表，单位为mol/L：

将平衡浓度代入K_b计算式	$K_b=\mathrm {1.8 \times 10^{-9}} = {x \times x \over 0.20-x}$
假设x很小，可以忽略	$\mathrm {1.8 \times 10^{-9}} \approx {x^2 \over 0.20}$
解出x	$\mathrm x \approx \sqrt{0.20 \times (1.8 \times 10^{-9})} = 1.9 \times 10^{-5}$
检验 x << 0.20 的假设是否正确	$\mathrm 1.9 \times 10^{-5} \ll 0.20$ ；因此近似可行
由pOH = -log [OH⁻]，[OH⁻]=x计算pOH	$\mathrm pOH \approx -log(1.9 \times 10^{-5}) = 4.7$
由pH = pK_w - pOH	$\mathrm pH \approx 14.00 - 4.7 = 9.3$
由[HB⁺] = x，[B]_initial = 0.20计算酸型的百分比	$\mathrm percentage \ protonated = {1.9 \times 10^{-5} \over 0.20} \times 100\% = 0.0095\%$