Slaba baza

**Slaba baza** je ona koja se nakon rastvaranja u vodi ne disocira u potpunosti, a dobijeni vodeni rastvor sadrži hidroksidne ione i dotični bazni radikal u malom udjelu, zajedno s velikim udjelom neodlučenih molekula baze. 
## pH, Kb i Kw
Bazni rasponi se kreću se  od pH iznad 7 (7 je neutralan, poput čiste vode) do 14 (iako neke baze veći pH od 14). Vrijednost pH ima formulu:
:\mbox{pH} = -\log_{10} \left[ \mbox{H}^+ \right]
Budući da su baze prihvatitelji protona, baza prima vodikov ion iz vode, H2, a preostali H  +  određuje koncentracija u rastvoru. Slabe baze imat će veću koncentraciju H+ jer su manje u potpunosti protonirane od jačih baza i, stoga, u rastvoru ostaje više vodikovih iona. Ako se u formulu uključi veća koncentracija H+, rezultat će biti nizak pH. Međutim, pH baza obično se izračunava pomoću koncentracije OH– kada se prvo pronađe pOH. To se događa jer koncentracija H+ nije dio reakcije, dok je koncentracija OH– jeste.
:\mbox{pOH} = -\log_{10} \left[ \mbox{OH}^- \right]
Umnožavanjem konjugirane kiseline (poput NH4+)  i konjugatne baze (poput NH  3 ) dobija se sljedeće:
: K_a \times K_b = {[H_3O^+] [NH_3]\over[NH_4^+]} \times {[NH_4^+] [OH^-]\over[NH_3]} = [H_3O^+] [OH^-]

budući da je {K_w} = [H_3O^+] [OH^-] tada, ***K_a \times K_b = K_w***

Uzimanjem logaritama obje strane jednačine postiže se sljedeće:
:logK_a + logK_b = logK_w
Konačno, množeći jednačinu s –1, ona se pretvara u:

:pK_a + pK_b = pK_w = 14,00	

Nakon dobijanja pOH-a iz prethodne formule pOH, pH se može izračunati pomoću formule:
**pH = pKw–pOH** gdje je pKw = 14,00.
Slabe baze postoje u hemijskoj ravnoteži gotovo na isti način kao što to rade slabe kiseline, sa konstantom disocijacijom baze (**Kb**) što ukazuje na jačinu baze. Naprimjer, kada se amonijak stavi u vodu, postavlja se sljedeća ravnoteža:
:\mathrm{K_b={[NH_4^+] [OH^-]\over[NH_3]}}
Baze koje imaju veliki  Kb  će se ionizirati potpunije i time su jače baze. Kao što je gore navedeno, pH rastvora ovisi o koncentraciji H+ koja je povezana s koncentracijom OH–  konstantom samoionizacija ('''Kw' '' = 1,0 x 10−14). Jaka baza ima nižu koncentraciju H+ jer su u potpunosti protonizirani, a manje vodikovih iona ostaju u rastvoru. Niža koncentracija H+ znači i veću koncentraciju OH–, a samim tim i veći Kb.
NaOH je jača baza nego CH3CH2)2NH (l) (dietilamin) koji je jača baza nego NH3 (g) (amonij). Kako baze slabe, to vrijednosti Kb postaju manje.

## Postotak protonacije 
Kao što je gore navedeno, jačinaa baze ovisi prije svega o pH. Da bi lakše opisati jačinu slabih baza, korisno je znati postotak protoniranja – postotak  baznih molekula koje su protonirane. Niži postotak odgovarat će nižem pH, jer oba broja proizlaze iz količine protoniranja. Slaba baza je manje protonirana, što dovodi do nižeg pH i nižeg postotka protoniranja.
Tipska ravnoteža prenosa protona izgleda ovako:
:B(aq) + H_2O(l) \leftrightarrow HB^+(aq) + OH^-(aq)

B predstavlja bazu
:Peostotak\ protoniranih = {molarnost\ za\ HB^+ \over\ inicijalna\ molarnost\ za\ B} \times 100\% = {[{HB}^+]\over [B]_{inicijal}} {\times 100\%}

U ovoj formuli, [B]inicijal je početna koncentracija baze pretpostavljajući da nije došlo do protoniranja.

## Opći problem pH
Izračunavanje  pH i postotak protonacije 0,20 M vodenog rastvora  piridina , C5H5N.  Kb for C5H5N je 1,8 x 10−9.

Prvo se napišw ravnoteža prenosa protona;
:\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]}

;Tabela ravnoteže, sa svim koncentracijama u molovima po litru

Prosječno  0,0095% piridina je protonizirani oblik C5H5NH+.

## Primjeri
* Alanin
* Amonij, NH3
* Metilamin, CH3NH2
* Amonij-hidroksid, NH4OH
* Etilamin C2H5NH2

## Jednostavne činjenice 
* Primjer slabe baze je amonijak. Ne sadrži hidroksidne ione, ali reagira s vodom dajući amonijeve i hidroksidne ione.
* Položaj ravnoteže varira od baze do baze, kada slaba baza reagira s vodom. Što je dalje lijevo, baza je slabija.
* Kada postoji gradijent vodikovih  iona između dvije strane biološke membrane, koncentracija nekih slabih baza je fokusirana na samo jednu stranu membrane. Slabe baze imaju tendenciju nakupljanja u kiseloj tekućini. Želučana kiselina sadrži veću koncentraciju slabe baze od plazme. Kiseli urin, u poređenju sa alkalnim urinom, brže luči slabe baze.

## Također pogledajte
* Jaka baza
* Slaba kiselina

## Reference
## Vanjski linkovi
* Guide to Weak Bases from Georgetown course notes
* Article on Acidity of Solutions of Weak Bases from Intute

Kategorija:Hemija kiselina i baza
Kategorija:Hemijski spojevi
Kategorija:Baze