بازهای ضعیف چیست؟

بازها مواد شیمیایی هستند که یا اهداء کننده‏ی یک جفت الکترون و یا پذیرنده‏ی یک یون هیدروژن در یک واکنش شیمیایی می‏باشند. بازهای ضعیف قادر به انجام واکنش به طور کامل نیستند. مفهوم بازهای ضعیف بعدا ار این مقاله بیشتر مورد بحث قرار خواهد گرفت.
در دنیای شیمی، اسیدها و بازها دو بخش مهم ترکیبات هستند. قبل از این‏ که ما به سمت یافتن دانش بیشتر درباره‏ی بازهای ضعیف حرکت کنیم، باید نظریه های متعدد در شیمی که اسیدها و بازها را تعریف می‏کنند، درک کنیم.

توضیحاتی درباره‏ی بازهای ضعیف

در حالی که برونستد – لاری بازها را به عنوان موادی که پذیرنده‏ی یون هیدروژن، یا به جای پروتون‏ها هستند، تعریف کرد. نظریه‏ی آرنیوس بازها را به عنوان موادی که یک یون هیدروکسید را در محلول آبی آزاد می‏کنند، تعریف می‏کنند. درک شده که تعاریف همه این نظریه‏ها (از جمله نظریه‏ی لوئیس اسیدها و بازها) ممکن است دارای برخی محدودیت‏ها بوده و وابسته به کاربرد آن‏ها، دانشمندان از آن‏ها به منظور توضیح خواص اسیدها و بازها استفاده می‏شود.
اسیدهای ضعیف و بازهای ضعیف توانایی ضعیفی به منظور یونیزاسیون در محلول آبی دارند. یونیزاسیون در یک محلول آبی بدین معنی است که، هنگامی که یک باز در آب قرار داده می‏شود، یک یون هیدروژن (H+) از آب گرفته شده، یا یک یون هیدروکسید (-OH) ترک می‏شود.
هنگامی که ما از مفهوم برونستد – لاری بازها استفاده می‏کنیم، بازهای ضعیف را به عنوان مواد شیمیایی تعریف می‏کنیم که در آن افزودن پروتون‏ها و یون‏های هیدروژن به صورت ناقص باقی می‏ماند. این باعث می‏شود مقدار pH بازهای ضعیف در مقایسه با بازهای قوی بسیار پایین باشد. باید دانست که بازهای قوی دارای pH بالا، نزدیک به 14 می‏باشد، در حالی که اسیدها دارای مقادیر pH کمتر از 7 می‏باشد. مقدار pH برای ماهیت خنثی یک ترکیب شیمیایی 7 می‏باشد.
سطح pH یک ماده ی اسیدی توسط [+pH = -log10[H معین می‏شود. با این حال، هنگامی که با بازهای ضعیف سروکار داریم، دانستن pOH ضروری می‏باشد، که به صورت زیر می‏باشد:
POH = - log10[OH-]
در حالی که ما بازهای ضعیف را توسط دانستن تعریف دقیق آن‏ها درک می‏کنیم، بهتر است که به منظور درک شفات بازها، بدانید که بازهای قوی چیست.
بازهای قوی مواد شیمیایی هستند که در آن یون‏های فلزی و یون‏های هیدروکسید به طور کامل از هم جدا هستند. مثال‏هایی از بازهای قوی مانند سدیم هیدروکسید (NaOH) و پتاسیم هیدروکسید (KOH) را در نظر بگیرید. هنگامی که در آب حل می‏شود، سدیم هیدروکسی به طور کامل به یون‏های سدیم و یون‏های هیدروکسید تفکیک می‏شوند.
به طور مشابه، باز ضعیف یک ماده‏ی شیمیایی مانند آمونیاک می‏باشد، یون‏های هیدروکسید به خودی خود تولید نمی‏شوند، اما به منظور انجام این کار با آب واکنش می‏دهند. به بیان ساده، در بازهای ضعیف، یون‏های هیدروکسید به طور کامل در محلول یونیزه نمی‏شوند.

نحوه‏ی تعیین قدرت بازهای ضعیف چگونه است؟

اندازه‏گیری سطح pH اسیدها و بازها با استفاده از فرمول سطح pH، تنها هنگامی که غلظت یون‏های هیدروژن و هیدروکسید شناخته شود، آسان‏تر است. با این حال، روش بهتری به منظور تعیین قدرت بازها وجود دارد. این روش بر اساس رفتار بازها در آب می‏باشد. در تعادل شیمیایی، اندازه گیری قدرت بازها توسط ثابت یونیزاسیون پایه یا ثابت تفکیک پایه (Kb) انجام می‏شود. همین فاکتور برای اسیدهای ضعیف، به عنوان ثابت یونیزاسیون اسید (Ka) شناخته می‏شود.
ثابت یونیزاسیون باز (Kb): ثابت تعادل یک واکنش شیمیایی شامل تفکیک یون‏های هیدروکسید می‏باشد.
Consider B- + H2O ↔ OH- + BH
ثابت یونیزاسیون باز (Kb) معادل با تولید غلظت‏های محصولات واکنش شیمیایی بوده که توسط غلظت تعادل باز اصلی تقسیم می‏شود.
این است که:
Kb = [BH-] [OH]-/[B]
به واسطه‏ی مراتب متعدد بزرگی Kb، مقدار لگاریتم برای محاسبات ترجیح داده می‏شود. ارتباط بین Kb و pKb مشابه با رابطه‏ی فرمول pH می‏باشد.
این است که:
pKb = - log10Kb
مقدار Kb بالاتر، باز قوی‏تری می‏باشد. به طور کلی، بازهای قوی دارای Kb > 1 می‏باشند، در حالی که بازهای ضعیف دارای Kb < 1 می‏باشند.
فرمول دیگری که می‏تواند در یافتن قدرت بازهای ضعیف کمک کند، تولید Kb، Ka و Kw (محصولات یونی آب) می‏باشد. ارتباط بین این سه به صورت زیر می‏باشد:
Kb x Ka = Kw = 1.0 x 10-14
آمونیاک (NH3)، تری متیل آمونیاک [N(CH3)3]، پیریدین (C5H5N) و آمونیوم هیدروکسید (NH4OH) برخی مثال‏های رایج از بازهای ضعیف می‏باشند.