7 cech najważniejszych baz



Niektóre z nich charakterystyka baz najwybitniejsze są zdolność do generowania hydroksylu, jego siła lub pH większe niż 7.

Zasady są substancjami chemicznymi zdolnymi do oddania jonu hydroksylowego (OH-) w środowisku wodnym lub zdolnym do tworzenia wiązań z jonami hydroniowymi lub dowolną substancją zdolną do oddania pary elektronów.

Zasady często mają ogólny wzór BOH, gdzie OH jest protonem, a „B” jest ogólnym terminem związanym z częścią podstawy niehydroksylowej.

Zasady zdefiniowano i badano typowo pod kątem ich zdolności do przeciwdziałania kwasom, a zatem pozostawały one za kwasami w ich charakterystyce chemicznej.

Jego bardziej sztywna (alkaliczna) terminologia wywodzi się ze słowa arabskiego korzenia związanego z „tostem” z uwagi na fakt, że pierwsze zasady scharakteryzowano z substancji wytwarzających mydło otrzymanych z prażenia popiołów i poddanych obróbce wodą i wapnem gaszonym (LESNEY, 2003).

W latach 90. XIX wieku Svante August Arrhenius (1859-1927) ostatecznie zdefiniował podstawy jako „substancje, które dostarczają anionów hydroksylowych do roztworu”.

Zaproponował również, że mechanizm, dzięki któremu kwasy i zasady oddziałują wzajemnie na neutralizację, tworzył wodę i odpowiednią sól (Encyclopædia Britannica, 1998).

Główne cechy baz

1- Właściwości fizyczne

Zasady mają kwaśny smak i, z wyjątkiem amoniaku, brak zapachu. Jego struktura jest śliska i ma zdolność zmiany koloru papieru lakmusowego na niebieski, pomarańczowego metylu na żółty i fenoloftaleiny na purpurowy (Właściwości kwasów i zasad, S.F.).

2- Zdolność do generowania grup hydroksylowych

W roku 1923 duński chemik Johannes Nicolaus Brønsted i angielski chemik Thomas Martin Lowry rozszerzyli teorię Arrheniusa, wprowadzając teorię Brønsteda i Lowry'ego, w której stwierdzono, że każdy związek, który może przyjąć proton dowolnego innego związku, jest baza (Encyclopædia Britannica, 1998). Na przykład amoniak:

NH3 + H+ → NH4+

Amoniak i aminy są uważane za bazy Brønsted / Lowry. W 1923 roku amerykański chemik Gilbert N.

Lewis przedstawia swoją teorię, w której zasadę uważa się za dowolny związek z dostępną parą elektronów (Encyclopædia Britannica, 1998).

W ten sposób amoniak i aminy są również uważane za zasady Lewisa, ponieważ mają wolne pary elektronów i reagują z wodą, tworząc OH-:

 NH3+ H2O → NH4+ + OH-

3- Wytrzymałość bazy

Zasady są podzielone na silne zasady i słabe zasady. Siła bazy jest powiązana z jej stałą równowagi, stąd w przypadku baz, wymienione stałe są nazywane stałymi zasadowości Kb.

Zatem silne zasady mają dużą stałą zasadowości, więc mają tendencję do całkowitego dysocjacji. Przykładami tych kwasów są zasady, takie jak wodorotlenek sodu lub potasu, których stałe zasadowości są tak duże, że nie można ich zmierzyć w wodzie.

Z drugiej strony słaba baza to taka, której stała dysocjacji jest niska, więc jest w równowadze chemicznej.

Przykładami są amoniak i aminy, których stałe kwasowe są rzędu 10.-4. Rysunek 1 pokazuje różne stałe kwasowości dla różnych zasad.

5- pH większe niż 7

Skala pH mierzy poziom zasadowości lub kwasowości roztworu. Skala waha się od zera do 14. Wartość pH mniejsza niż 7 to kwas.

PH większe niż 7 jest zasadowe. Środek 7 reprezentuje neutralne pH. Obojętny roztwór nie jest kwaśny ani zasadowy.

Skala pH jest uzyskiwana zgodnie ze stężeniem H+ w rozwiązaniu i jest odwrotnie proporcjonalny do niego. Zasady, zmniejszając stężenie protonów, zwiększają pH roztworu.

4- Zdolność do neutralizacji kwasów

Arrhenius w swojej teorii proponuje, aby kwasy, zdolne do generowania protonów, reagowały z hydroksylami zasad, tworząc sól i wodę w następujący sposób:

HCl + NaOH → NaCl + H2O.

Reakcja ta nazywana jest neutralizacją i stanowi podstawę techniki analitycznej zwanej miareczkowaniem (Bruce Mahan, 1990).

6- Redukcja pojemności tlenków

Biorąc pod uwagę jego zdolność do wytwarzania naładowanych gatunków, zasady stosuje się jako środek do przenoszenia elektronów w reakcjach redoks.

Podstawy mają również tendencję do rdzewienia, ponieważ mają zdolność oddawania wolnych elektronów.

Zasady zawierają jony OH-. Mogą działać, aby przekazać elektrony. Aluminium jest metalem, który reaguje z zasadami.

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2NaAl (OH)4+3H2

Nie koroduj wielu metali, ponieważ metale tracą zamiast przyjmować elektrony, ale zasady są wysoce korozyjne dla substancji organicznych, takich jak te, które tworzą błonę komórkową.

Reakcje te są zwykle egzotermiczne, co powoduje poważne oparzenia w kontakcie ze skórą, więc tego rodzaju substancję należy traktować ostrożnie. Rysunek 3 to kod bezpieczeństwa, gdy substancja jest korozyjna.

7- Podstawowa kataliza

Przyspieszenie reakcji chemicznej przez dodanie zasady jest znane jako podstawowa kataliza. Ta zasada nie jest zużywana w reakcji.

Reakcja katalityczna może być ogólna lub specyficzna dla zasady, jak w przypadku dodawania cyjanowodoru do aldehydów i ketonów w obecności wodorotlenku sodu.

Mechanizm reakcji katalizowanych przez kwas i zasadę wyjaśnia się w kategoriach pojęcia kwasów i zasad Brønsteda-Lowry'ego, jako takiego, w którym następuje początkowe przeniesienie protonów z reagenta na katalizator podstawowy (Encyclopædia Britannica, 1998).

Ogólnie, reakcje, w które zaangażowany jest nukleofil, są katalizowane w ośrodku zasadowym, albo dodatkach elektrofilowych albo substytucjach..

Również w reakcjach eliminacji, takich jak odwrotna kondensacja alkoholi (podstawowa kataliza specyficzna) lub substytucja nukleofilowa (kataliza ogólna), jak pokazano na Figurze 4 (Baza Katalizy, 2004).

Referencje

  1. Baza katalizy. (2004). Pobrane z everyscience.com.
  2. Bruce Mahan, R. M. (1990). Kurs chemii na czwartej edycji. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A..
  3. Encyclopædia Britannica. (20 lipca 1998 r.). Kataliza kwasowo-zasadowa. Źródło: britannica.com.
  4. Encyclopædia Britannica. (21 grudnia 1998 r.). Teoria Arrheniusa. Źródło: britannica.com.
  5. Encyclopædia Britannica. (20 lipca 1998 r.). Teoria Brønsteda-Lowry'ego. Źródło: britannica.com.
  6. Encyclopædia Britannica. (20 lipca 1998 r.). Teoria Lewisa. Źródło: britannica.com.
  7. LESNEY, M. S. (marzec 2003). Chemistry Chronicles Podstawowa historia kwasu - Od Arystotelesa do Arnolda. Źródło z pubs.acs.org.
  8. Właściwości kwasów i zasad. (S.F.). Źródło: sciencegeek.net