Charakterystyczne podstawy i przykłady



The bazy są to wszystkie związki chemiczne, które mogą przyjmować protony lub oddawać elektrony. W naturze lub sztucznie występują zarówno zasady nieorganiczne, jak i organiczne. Dlatego jego zachowanie można przewidzieć dla wielu cząsteczek lub ciał stałych jonowych.

Jednak to, co odróżnia bazę od reszty substancji chemicznych, to wyraźna tendencja do oddawania elektronów przed, na przykład, gatunkami ubogimi w gęstość elektronową. Jest to możliwe tylko wtedy, gdy znajduje się para elektroniczna. W konsekwencji bazy mają regiony bogate w elektrony, δ-.

Jakie właściwości organoleptyczne pozwalają na identyfikację baz? Są to zwykle substancje żrące, które powodują poważne oparzenia poprzez kontakt fizyczny. Jednocześnie mają uczucie mydła i łatwo rozpuszczają tłuszcze. Ponadto jego smaki są gorzkie.

Gdzie są w codziennym życiu? Komercyjne i rutynowe źródło baz to środki czyszczące, od detergentów, po mydła toaletowe. Z tego powodu obraz niektórych pęcherzyków zawieszonych w powietrzu może pomóc w zapamiętaniu podstaw, mimo że za nimi występuje wiele zjawisk fizykochemicznych..

Wiele baz wykazuje zupełnie inne właściwości. Na przykład niektóre wydzielają mdłe i intensywne zapachy, takie jak zapach organicznych amin. Inne natomiast, takie jak amoniak, są przenikliwe i irytujące. Mogą być również bezbarwnymi cieczami lub jonowymi białymi ciałami stałymi.

Jednak wszystkie zasady mają coś wspólnego: reagują z kwasami, wytwarzają rozpuszczalne sole w polarnych rozpuszczalnikach, takich jak woda.

Indeks

  • 1 Charakterystyka podstaw
    • 1.1 Wydanie OH-
    • 1.2 Mają atomy azotu lub podstawniki, które przyciągają gęstość elektronową
    • 1.3 Zmień wskaźniki kwasowo-zasadowe na kolory o wysokim pH
  • 2 Przykłady podstaw
    • 2,1 NaOH
    • 2.2 CH3OCH3
    • 2.3 Wodorotlenki alkaliczne
    • 2.4 Zasady organiczne
    • 2,5 NaHCO3
  • 3 referencje

Charakterystyka baz

Oprócz wyżej wymienionych, jakie specyficzne cechy powinny mieć wszystkie bazy? Jak mogą przyjąć protony lub oddać elektrony? Odpowiedź leży w elektroujemności atomów cząsteczki lub jonu; a wśród nich wszystkich dominuje tlen, zwłaszcza gdy występuje on jako jon oksydylowy, OH-.

Uwalniają OH-

Na początek OH- Może występować w wielu związkach, głównie w wodorotlenkach metali, ponieważ w połączeniu z metalami ma tendencję do „wyrywania” protonów do postaci wody. Tak więc podstawą może być dowolna substancja, która uwalnia ten jon w roztworze dzięki równowadze rozpuszczalności:

M (OH)2 <=> M2+ + 2OH-

Jeśli wodorotlenek jest bardzo dobrze rozpuszczalny, równowaga jest całkowicie przesunięta na prawo od równania chemicznego i mówi się silną zasadą. M (OH)2 , zamiast tego jest słabą zasadą, ponieważ nie uwalnia całkowicie jonów OH- w wodzie Kiedyś OH- Występuje, może zneutralizować każdy kwas znajdujący się w jego otoczeniu:

OH- + HA => A- + H2O

I tak OH- deprotonuje kwas HA do przemiany w wodę. Dlaczego? Ponieważ atom tlenu jest bardzo elektroujemny, a także ma nadmiar gęstości elektronowej z powodu ładunku ujemnego.

O ma trzy pary wolnych elektronów i może przekazać dowolne z nich atomowi H z częściowym ładunkiem dodatnim, δ +. Podobnie duża stabilność energetyczna cząsteczki wody sprzyja reakcji. Innymi słowy: H2Albo jest o wiele bardziej stabilny niż HA, a kiedy to prawda, nastąpi reakcja neutralizacji.

Sprzężone zasady

A co z OH- i A-? Obie są podstawami, z tą różnicą, że A- to jest baza koniugatu kwasu hialuronowego. Ponadto A- jest znacznie słabszą bazą niż OH-. Stąd wyciągnięto następujący wniosek: baza reaguje na wygenerowanie słabszej.

Baza Silny + Kwas Silny => Baza Słaby + Kwas Słaby

Jak widać w ogólnym równaniu chemicznym, to samo dotyczy kwasów.

Baza koniugatu A- Możesz deprotonować cząsteczkę w reakcji zwanej hydrolizą:

A- + H2O <=> HA + OH-

Jednak w przeciwieństwie do OH-, ustala równowagę po zneutralizowaniu wodą. Ponownie dlatego, że A- jest znacznie słabszą bazą, ale wystarczającą do zmiany pH roztworu.

Dlatego wszystkie te sole, które zawierają A- znane są jako sole zasadowe. Przykładem tego jest węglan sodu, Na2CO3, który po rozpuszczeniu alkalizuje roztwór przez reakcję hydrolizy:

CO32- + H2O <=> HCO3- + OH-

Mają atomy azotu lub podstawniki, które przyciągają gęstość elektronową

Podstawą nie są tylko jonowe ciała stałe z anionami OH- w twojej sieci krystalicznej, ale możesz także mieć inne atomy elektroujemne, takie jak azot. Tego typu bazy należą do chemii organicznej, a wśród nich najczęściej są aminy.

Czym jest grupa aminowa? R-NH2. Na atomie azotu znajduje się para elektroniczna bez dzielenia się, która może, podobnie jak OH-, deprotonować cząsteczkę wody:

R-NH2 + H2O <=> RNH3+ + OH-

Równowaga jest bardzo przesunięta w lewo, ponieważ amina, chociaż podstawowa, jest znacznie słabsza niż OH-. Zauważ, że reakcja jest podobna do tej podanej dla cząsteczki amoniaku:

NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-

Tylko, że aminy nie mogą prawidłowo tworzyć kationu, NH4+; chociaż RNH3+ jest kationem amonowym z monopodstawieniem.

Czy może reagować z innymi związkami? Tak, z każdym, kto posiada wystarczająco kwaśny wodór, nawet jeśli reakcja nie zachodzi całkowicie. Oznacza to, że tylko bardzo silna amina reaguje bez ustalenia równowagi. Podobnie aminy mogą przekazywać swoją parę elektronów innym gatunkom niż H (jako rodniki alkilowe: -CH3).

Podstawy z pierścieniami aromatycznymi

Aminy mogą również mieć pierścienie aromatyczne. Jeśli jego para elektronów może „zgubić się” wewnątrz pierścienia, ponieważ przyciąga gęstość elektronową, wówczas jego zasadowość zmniejszy się. Dlaczego? Ponieważ im bardziej zlokalizowana jest ta para w strukturze, tym szybciej reaguje z gatunkami ubogimi w elektrony.

Na przykład NH3 To podstawowe, ponieważ twoja para elektronów nie ma dokąd pójść. Tak samo dzieje się z aminami, podstawowymi (RNH2), wtórne (R2NH) lub trzeciorzędowy (R3N) Są one bardziej podstawowe niż amoniak, ponieważ oprócz powyższego azot przyciąga wyższe gęstości elektronowe podstawników R, zwiększając w ten sposób δ-.

Ale kiedy jest pierścień aromatyczny, para ta może wejść w rezonans wewnątrz niego, uniemożliwiając udział w tworzeniu powiązań z H lub innymi gatunkami. Dlatego aminy aromatyczne wydają się być mniej zasadowe, chyba że para elektronów pozostaje nieruchoma na azocie (jak w przypadku cząsteczki pirydyny).

Zamień wskaźniki kwasowo-zasadowe w kolory o wysokim pH

Bezpośrednią konsekwencją zasad jest to, że rozpuszczone w dowolnym rozpuszczalniku, w obecności wskaźnika kwasowo-zasadowego, uzyskują kolory, które odpowiadają wysokim wartościom pH.

Najbardziej znanym przypadkiem jest fenoloftaleina. Przy pH powyżej 8 roztwór z fenoloftaleiną, do której dodaje się zasadę, barwiony jest intensywnie czerwono-fioletowym kolorem. Ten sam eksperyment można powtórzyć z szerokim zakresem wskaźników.

Przykłady podstaw

NaOH

Wodorotlenek sodu jest jedną z najczęściej stosowanych zasad na świecie. Jego zastosowania są niezliczone, ale wśród nich można wymienić jego zastosowanie do zmydlania niektórych tłuszczów, a tym samym wytwarzania podstawowych soli kwasów tłuszczowych (mydeł).

CH3OCH3

Strukturalnie aceton może nie akceptować protonów (lub przekazywać elektronów), a mimo to robi to, chociaż jest bardzo słabą bazą. Dzieje się tak, ponieważ elektroujemny atom O przyciąga elektroniczne chmury grup CH3, akcentowanie obecności dwóch par elektronów (: O :).

Wodorotlenki alkaliczne

Oprócz NaOH, wodorotlenki metali alkalicznych są również mocnymi zasadami (z wyjątkiem LiOH). Tak więc wśród innych baz są następujące:

-KOH: wodorotlenek potasu lub żrący potas, jest jedną z zasad najczęściej stosowanych w laboratorium lub w przemyśle, ze względu na jego dużą moc odtłuszczania.

-RbOH: wodorotlenek rubidu.

-CsOH: wodorotlenek cezu.

-FrOH: wodorotlenek wapnia, którego zasadowość przypuszczalnie jest jednym z najsilniejszych kiedykolwiek znanych.

Zasady organiczne

-CH3CH2NH2: etyloamina.

-LiNH2: amidek litu. Wraz z amidem sodu, NaNH2, są jedną z najsilniejszych organicznych zasad. W nich anion amiduro, NH2- jest zasadą, która deprotonuje wodę lub reaguje z kwasami.

-CH3ONa: metanolan sodu. Tutaj podstawą jest anion CH3O-, które mogą reagować z kwasami, wytwarzając metanol, CH3OH.

-Odczynniki Grignarda: posiadają atom metalu i halogen, RMX. W tym przypadku rodnik R jest podstawą, ale nie dlatego, że porywa kwaśny wodór, ale dlatego, że oddaje swoją parę elektronów, którą dzieli z atomem metalu. Na przykład: bromek etylomagnezu, CH3CH2MgBr. Są bardzo przydatne w syntezie organicznej.

NaHCO3

Wodorowęglan sodu stosuje się do neutralizacji kwasowości w łagodnych warunkach, na przykład wewnątrz jamy ustnej jako dodatku do past do zębów.

Referencje

  1. Merck KGaA. (2018). Bazy organiczne. Zaczerpnięte z: sigmaaldrich.com
  2. Wikipedia. (2018). Podstawy (chemia). Zrobiono z: en.wikipedia.org
  3. Chemia 1010. Kwasy i zasady: jakie są i gdzie się znajdują. [PDF] Zrobiono z: cactus.dixie.edu
  4. Kwasy, zasady i skala pH. Zaczerpnięte z: 2.nau.edu
  5. Grupa Bodner. Definicje kwasów i zasad oraz rola wody. Zrobiono z: chemed.chem.purdue.edu
  6. Chemia LibreTexts. Podstawy: właściwości i przykłady. Zrobiono z: chem.libretexts.org
  7. Shiver i Atkins. (2008). Chemia nieorganiczna W Kwasy i zasady. (czwarte wydanie). Mc Graw Hill.
  8. Helmenstine, Todd. (4 sierpnia 2018 r.). Nazwy 10 baz. Źródło: thinkco.com