Raksturīgās bāzes un piemēri

The bāzes tie visi ir tie ķīmiskie savienojumi, kas var pieņemt protonus vai ziedot elektronus. Dabā vai mākslīgi ir gan neorganiskas, gan organiskas bāzes. Tāpēc tās uzvedību var paredzēt daudzām molekulām vai jonu cietvielām.

Tomēr tas, kas atšķir bāzi no pārējām ķīmiskajām vielām, ir tā izteiktā tendence ziedot elektronus, piemēram, elektroniskās blīvuma sugas sugu priekšā. Tas ir iespējams tikai tad, ja atrodas elektroniskais pāris. Tā rezultātā bāzēm ir reģioni, kas bagāti ar elektroniem, δ-.

Kādas organoleptiskās īpašības ļauj noteikt bāzes? Tās parasti ir kodīgas vielas, kas fiziski saskaroties rada smagus apdegumus. Tajā pašā laikā viņiem ir ziepju sajūta, un tie viegli izšķīdina taukus. Turklāt tās garšas ir rūgtas.

Kur viņi ir ikdienas dzīvē? Bāzes komerciālais un ikdienas avots ir tīrīšanas līdzekļi no mazgāšanas līdzekļiem līdz tualetes ziepēm. Šā iemesla dēļ dažu gaisā apturēto burbuļu attēls var palīdzēt atcerēties bāzi, lai gan aiz tās ir daudz fizikāli ķīmisko parādību..

Daudzām bāzēm piemīt pilnīgi atšķirīgas īpašības. Piemēram, dažas no tām izsauc sliktas dūšas un intensīvas smakas, piemēram, organiskos amīnus. No otras puses, citi, piemēram, amonjaks, iekļūst un kairina. Tie var būt arī bezkrāsaini šķidrumi vai jonu baltas cietvielas.

Tomēr visām bāzēm ir kaut kas kopīgs: tie reaģē ar skābēm, lai ražotu šķīstošos sāļus polārajos šķīdinātājos, piemēram, ūdenī.

Indekss

• 1 Bāzes raksturojums
  • 1.1. Atlaidiet OH-
  • 1.2. Tajos ir slāpekļa atomi vai aizvietotāji, kas piesaista elektronisko blīvumu
  • 1.3. Savukārt skābes-bāzes rādītājus pārvērst par augstu pH krāsu
• 2 Bāzes piemēri
  • 2.1 NaOH
  • 2,2 CH3OCH3
  • 2.3. Sārmaini hidroksīdi
  • 2.4. Organiskās bāzes
  • 2,5 NaHCO3
• 3 Atsauces

Bāzes raksturojums

Neatkarīgi no iepriekš minētā, kādām īpašībām vajadzētu būt visām bāzēm? Kā viņi var pieņemt protonus vai ziedot elektronus? Atbilde ir molekulas vai jonu atomu elektronegativitāte; un visu to vidū dominē skābeklis, jo īpaši, ja to konstatē kā oksililjonu, OH^-.

Tās atbrīvo OH^-

Vispirms, OH^- Tas var būt daudzos savienojumos, galvenokārt metālu hidroksīdos, jo metālu uzņēmumā ir tendence "notvert" protonus, veidojot ūdeni. Tādējādi bāze var būt jebkura viela, kas izšķīdina šo jonu šķīdumā ar šķīdības līdzsvaru:

M (OH)₂ <=> M²⁺ + 2OH^-

Ja hidroksīds ir ļoti šķīstošs, līdzsvars ir pilnībā pārvietots pa labi no ķīmiskā vienādojuma, un tiek runāts par spēcīgu pamatni. M (OH)₂ , tā vietā tā ir vāja bāze, jo tā pilnībā neatbrīvo OH jonus^- ūdenī Kad OH^- Tas notiek, neitralizējot jebkuru skābi, kas atrodas tās apkārtnē:

OH^- + HA => A^- + H₂O

Un tā OH^- deprotonē HA skābi, lai pārvērstu ūdenī. Kāpēc? Tā kā skābekļa atoms ir ļoti elektronegatīvs un arī negatīvā lādiņa dēļ tas pārsniedz elektronisko blīvumu.

O ir trīs brīvu elektronu pāri, un tie var ziedot kādu no tiem H atoms ar daļēju pozitīvu lādiņu, δ +. Tāpat ūdens molekulas lielā enerģētiskā stabilitāte veicina reakciju. Citiem vārdiem sakot: H₂Vai tas ir daudz stabilāks nekā HA, un, ja tas ir taisnība, neitralizācijas reakcija notiks.

Konjugētas bāzes

Un kā ar OH^- un A^-? Abas ir bāzes, ar atšķirību, ka A^- ir konjugāta bāze HA skābes. Turklāt, A^- ir daudz vājāka bāze nekā OH^-. No šejienes tiek izdarīts šāds secinājums: bāze reaģē, lai radītu vājāku.

Bāze _Spēcīgs + Skābe _Spēcīgs => Bāze _Vāja + Skābe _Vāja

Kā redzams vispārējā ķīmiskā vienādojumā, tas pats attiecas uz skābēm.

Konjugāta bāze A^- Jūs varat deprotonēt molekulu reakcijā, kas pazīstama kā hidrolīze:

A^- + H₂O <=> HA + OH^-

Tomēr atšķirībā no OH^-, līdzsvaru, neitralizējot ar ūdeni. Atkal tas ir tāpēc, ka A^- ir daudz vājāka bāze, bet pietiekami, lai radītu šķīduma pH izmaiņas.

Tāpēc visi tie sāļi, kas satur A^- tie ir pazīstami kā bāzes sāļi. To piemērs ir nātrija karbonāts, Na₂CO₃, kas pēc šķīdināšanas izšķīdina šķīdumu hidrolīzes reakcijā: \ t

CO₃^2- + H₂O <=> HCO₃^- + OH^-

Tiem ir slāpekļa atomi vai aizvietotāji, kas piesaista elektronisko blīvumu

Bāze ir ne tikai par jonu cietvielām ar OH anjoniem^- jūsu kristāla režģī, bet jums var būt arī citi elektronegatīvie atomi, piemēram, slāpeklis. Šāda veida bāzes pieder pie organiskās ķīmijas, un visbiežāk tās ir amīni.

Kas ir amīna grupa? R-NH₂. Uz slāpekļa atoma ir elektronisks pāris bez koplietošanas, kas var, kā arī OH^-, deprotonē ūdens molekulu:

R-NH₂ + H₂O <=> RNH₃⁺ + OH^-

Līdzsvars ir ļoti pārvietots pa kreisi, jo amīns, lai gan tas ir pamata, ir daudz vājāks nekā OH^-. Ņemiet vērā, ka reakcija ir līdzīga amonjaka molekulas reakcijai:

NH₃ + H₂O <=> NH₄⁺ + OH^-

Tikai to, ka amīni nevar pareizi veidot katjonu, NH₄⁺; lai gan RNH₃⁺ ir amonija katjons ar monosubstituāciju.

Un vai tā var reaģēt ar citiem savienojumiem? Jā, ikvienam, kuram ir pietiekami skābs ūdeņradis, pat ja reakcija nenotiek pilnīgi. Tas nozīmē, ka tikai ļoti spēcīgs amīns reaģē, neradot līdzsvaru. Tāpat amīni var nodot savu elektronu pāru citām sugām nekā H (kā alkilgrupas: -CH.)₃).

Bāzes ar aromātiskiem gredzeniem

Amīniem var būt arī aromātiskie gredzeni. Ja tā elektronu pāris var "pazust" gredzena iekšpusē, jo tas piesaista elektronisko blīvumu, tad tā bāziskums samazināsies. Kāpēc? Jo vairāk lokalizēts šis pāris atrodas struktūrā, jo ātrāk tā reaģēs ar elektronu nabadzīgajām sugām.

Piemēram, NH₃ Tas ir pamata, jo jūsu elektronu pārim nekur nav. Tādā pašā veidā tas notiek ar amīniem, vai nu primārajiem (RNH₂), sekundārā (R₂NH) vai terciārā (R₃N) Tie ir bāziskāki par amonjaku, jo papildus iepriekš minētajam slāpeklis piesaista augstākus R aizvietotāju elektronu blīvumus, tādējādi palielinot δ \ t-.

Bet, ja ir aromātisks gredzens, šis pāris var ieiet rezonansē, padarot neiespējamu piedalīties saikņu veidošanā ar H vai citām sugām. Tādēļ aromātiskie amīni ir mazāk pamatīgi, ja vien elektronu pāris nav fiksēts uz slāpekļa (tāpat kā piridīna molekulā)..

Pagrieziet skābes-bāzes rādītājus uz augstas pH krāsas

Bāzes tūlītēja sekas ir tādas, ka tās izšķīdina jebkurā šķīdinātājā un skābes bāzes indikatora klātbūtnē iegūst krāsas, kas atbilst augstām pH vērtībām.

Vispazīstamākais ir fenolftaleīna gadījums. Pie pH, kas pārsniedz 8, šķīdums ar fenolftaleīnu, kuram pievieno bāzi, ir krāsota intensīvā sarkanīgi violetā krāsā. To pašu eksperimentu var atkārtot ar dažādiem rādītājiem.

Bāzes piemēri

NaOH

Nātrija hidroksīds ir viena no visplašāk izmantotajām bāzēm visā pasaulē. Tās pielietojums ir neskaitāms, bet to vidū var minēt tās pielietojumu dažu tauku saponēšanai un tādējādi taukskābju sāļu (ziepes) ražošanai..

CH₃OCH₃

Strukturāli, acetons, šķiet, nepieņem protonus (vai ziedot elektronus), un tomēr tā to dara, lai gan tā ir ļoti vāja bāze. Tas ir tāpēc, ka O elektronegatīvais atoms piesaista CH grupu elektroniskos mākoņus₃, uzsverot divu elektronu pāru klātbūtni (: O :).

Sārmu hidroksīdi

Papildus NaOH, sārmu metālu hidroksīdi ir arī spēcīgas bāzes (izņemot LiOH). Tādējādi, cita starpā, ir šādi:

-KOH: kālija hidroksīds vai kaustisks potašs, ir viens no pamatiem, ko visvairāk izmanto laboratorijā vai rūpniecībā tā lielās attaukošanas spējas dēļ..

-RbOH: rubīdija hidroksīds.

-CsOH: cēzija hidroksīds.

-FrOH: franciumhidroksīds, kura pamatsastāvu teorētiski uzskata par vienu no spēcīgākajiem jebkad zināmiem.

Organiskās bāzes

-CH₃CH₂NH₂: etilamīns.

-LiNH₂: litija amīds. Kopā ar nātrija amīdu NaNH₂, tās ir viena no spēcīgākajām organiskajām bāzēm. Tajos amiduro anjonu, NH₂^- ir bāze, kas deprotonē ūdeni vai reaģē ar skābēm.

-CH₃ONa: nātrija metoksīds. Šeit bāze ir CH anjons₃O^-, kas var reaģēt ar skābēm, lai iegūtu metanolu, CH₃OH.

-Grignard reaģenti: piemīt metāla atoms un halogēns, RMX. Šajā gadījumā radikāls R ir bāze, bet ne tāpēc, ka tas uztver skābes ūdeņradi, bet gan tāpēc, ka tas atdala savu elektronu pāri, kas tam ir kopīgs ar metāla atomu. Piemēram: etilmagnija bromīds, CH₃CH₂MgBr. Tie ir ļoti noderīgi organiskā sintēze.

NaHCO₃

Nātrija bikarbonātu lieto, lai neitralizētu skābumu vieglos apstākļos, piemēram, mutes iekšpusē kā piedevu zobu pastās..

Atsauces

1. Merck KGaA. (2018). Organiskās bāzes. Ņemts no: sigmaaldrich.com
2. Vikipēdija. (2018). Bāzes (ķīmija). Uzņemts no: en.wikipedia.org
3. Ķīmija 1010. Skābes un bāzes: kas tās ir un kur tās ir atrodamas. [PDF] Uzņemts no: cactus.dixie.edu
4. Skābes, bāzes un pH skala. No: 2.nau.edu
5. Bodnera grupa. Skābes un bāzes un ūdens lomas definīcijas. Ņemts no: chemed.chem.purdue.edu
6. Ķīmija LibreTexts. Bāzes: rekvizīti un piemēri. Ņemts no: chem.libretexts.org
7. Shiver & Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija In Skābes un bāzes. (ceturtais izdevums). Mc Graw kalns.
8. Helmenstine, Todd. (2018. gada 4. augusts). 10 bāžu nosaukumi. Saturs iegūts no: thinkco.com