Svarīgāko bāzu 7 īpašības



Daži no pamatu īpašības izcilākā ir spēja radīt hidroksilgrupu, tās stiprums vai pH lielāks par 7.

Bāzes ir ķīmiskas vielas ar spēju ziedot hidroksila jonu (OH)-) ūdens vidē vai spēj veidot saites ar hidroniju joniem vai jebkuru vielu, kas spēj ziedot elektronu pāri.

Bāzēm bieži ir BOH vispārējā formula, kur OH ir protons un "B" ir vispārējs termins, kas saistīts ar nehidroksilbāzes daļu..

Bāzes tika definētas un pētītas, lai noteiktu to spēju pretoties skābēm, un tāpēc tās ķīmiskā raksturojumā saglabājās aiz skābēm..

Tās stingrākā (sārmainā) terminoloģija ir atvasināta no arābu saknes vārda, kas saistīts ar "grauzdētu", jo pirmās bāzes tika raksturotas no ziepju veidošanas vielām, kas iegūtas, grauzdējot pelnus un apstrādājot ar ūdeni un sašķeltiem kaļķiem. (LESNEY, 2003).

Astoņdesmitajos gados Svante August Arrhenius (1859-1927) beidzot definēja bāzes kā "vielas, kas piegādā šķīdumam hidroksila anjonus"..

Viņš arī ierosināja, ka mehānisms, ar kuru skābes un bāzes mijiedarbojas, lai neitralizētu viena otru, veidoja ūdeni un piemērotu sāli (Encyclopædia Britannica, 1998).

Bāzu galvenās īpašības

1. Fizikālās īpašības

Bāzēm piemīt skāba garša, un, izņemot amonjaku, trūkst smakas. Tās struktūra ir slidena un spēj mainīt lakmusa papīra krāsu uz zilu, oranžo metilgrupu dzelteno un fenolftaleīnu līdz purpura (skābes un bāzes īpašības, S.F.)..

2- Spēja radīt hidroksilus

1923. gadā dāņu ķīmiķis Johannes Nicolaus Brønsted un angļu ķīmiķis Thomas Martin Lowry paplašināja Arrhenius teoriju, ieviešot Brønsted un Lowry teoriju, kurā tika norādīts, ka jebkurš savienojums, kas var pieņemt jebkura cita savienojuma protonu, ir bāze (Encyclopædia Britannica, 1998). Piemēram, amonjaks:

NH3 + H+ → NH4+

Amonjaku un amīnus uzskata par Brønsted / Lowry bāzes. 1923. gadā amerikāņu ķīmiķis Gilberts N.

Lūiss iepazīstina ar savu teoriju, kurā bāze tiek uzskatīta par jebkuru savienojumu ar pieejamiem elektronu pāriem (Encyclopædia Britannica, 1998).

Šādā veidā amonjaku un amīnus uzskata arī par Lewis bāzēm, jo ​​tiem ir brīvi elektronu pāri un reaģē ar ūdeni, lai iegūtu OH-:

 NH3+ H2O → NH4+ + OH-

3 - pamatnes stiprums

Bāzes tiek iedalītas stiprās bāzēs un vājās bāzēs. Bāzes stiprums ir saistīts ar tā līdzsvara konstantu, līdz ar to bāzes gadījumā minētās konstantes sauc par bāziskuma konstantēm Kb.

Tādējādi spēcīgajām bāzēm ir liela bāzes pakāpe, tāpēc tās mēdz pilnībā atdalīties. Šo skābju piemēri ir sārmi, piemēram, nātrija vai kālija hidroksīds, kura bāziskuma konstantes ir tik lielas, ka tās nevar izmērīt ūdenī..

No otras puses, vāja bāze ir tā, kuras disociācijas konstante ir zema, tāpēc tā ir ķīmiskā līdzsvara stāvoklī.

To piemēri ir amonjaks un amīni, kuru skābes konstantes ir aptuveni 10.-4. 1. attēlā redzamas dažādas skābuma konstantes dažādām bāzēm.

5- pH lielāks par 7

PH skala mēra šķīduma sārmainības vai skābuma līmeni. Mērogs svārstās no nulles līdz 14. pH ir mazāks par 7 ir skābe.

PH ir lielāks par 7 ir pamata. Viduspunkts 7 ir neitrāls pH. Neitrāls šķīdums nav ne skābe, ne sārmains.

PH skalu iegūst pēc H koncentrācijas+ risinājumā un ir apgriezti proporcionāla tai. Pamatnes, samazinot protonu koncentrāciju, palielina šķīduma pH.

4- Spēja neitralizēt skābes

Arēnijs savā teorijā ierosina, ka skābes, kas spēj radīt protonus, reaģē ar bāzes hidroksiliem, veidojot sāli un ūdeni šādā veidā:

HCl + NaOH → NaCl + H2O.

Šo reakciju sauc par neitralizāciju, un tā ir analītiskās metodes pamatā, ko sauc par titrēšanu (Bruce Mahan, 1990)..

6. Samazināšanas oksīda jauda

Ņemot vērā tās spēju ražot lādētas sugas, bāzes izmanto kā elektronu pārneses līdzekli redoksreakcijās.

Bāzēm ir arī tendence rūsēt, jo tām ir iespēja ziedot bezmaksas elektronus.

Bāzes satur OH-jonus. Viņi var rīkoties, lai ziedot elektronus. Alumīnijs ir metāls, kas reaģē ar bāzēm.

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2NaAl (OH)4+3H2

Nelietojiet daudzus metālus koroziju, jo metāli mēdz zaudēt elektronu pieņemšanu, bet bāzes ir ļoti kodīgas organiskām vielām, piemēram, tām, kas veido šūnu membrānu..

Šīs reakcijas parasti ir eksotermiskas, kas izraisa nopietnus apdegumus saskarē ar ādu, tāpēc šāda veida viela jārīkojas uzmanīgi. 3. attēls ir drošības kods, ja viela ir kodīga.

7- Pamata katalīze

Ķīmiskās reakcijas paātrināšana, pievienojot bāzi, ir pazīstama kā pamata katalīze. Šī bāze netiek patērēta reakcijā.

Katalītiskā reakcija var būt vispārīga vai specifiska bāzei, kā pievienojot ūdeņraža cianīdu aldehīdiem un ketoniem nātrija hidroksīda klātbūtnē..

Skābes un bāzes katalizēto reakciju mehānisms izskaidrojams ar Brønsted-Lowry skābju un bāzu jēdzienu kā tādu, kurā sākotnēji tiek pārsūtīti protoni no reaģenta uz bāzes katalizatoru (Encyclopædia Britannica, 1998).

Kopumā reakcijas, kurās iesaistīta nukleofīla, katalizē bāzes barotnē, vai nu elektrofilās papildinājumos, vai aizvietojumos..

Arī eliminācijas reakcijās, piemēram, spirtu atgriezeniskajā kondensācijā (pamata specifiskā katalīze) vai nukleofīlā aizstāšanā (vispārējā katalīze), kā parādīts 4. attēlā (bāzes katalīze, 2004)..

Atsauces

  1. Bāzes katalīze. (2004). Izgūti no everyscience.com.
  2. Bruce Mahan, R. M. (1990). Ķīmijas koledžas kursa ceturtais izdevums. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A..
  3. Encyclopædia Britannica. (1998. gada 20. jūlijs). Skābes bāzes katalīze. Izgūti no britannica.com.
  4. Encyclopædia Britannica. (1998. gada 21. decembris). Arrēnijas teorija. Izgūti no britannica.com.
  5. Encyclopædia Britannica. (1998. gada 20. jūlijs). Brønsted-Lowry teorija. Izgūti no britannica.com.
  6. Encyclopædia Britannica. (1998. gada 20. jūlijs). Lūisa teorija. Izgūti no britannica.com.
  7. LESNEY, M. S. (2003. gada marts). Ķīmijas hronika Skābes pamata vēsture - no Aristoteles līdz Arnoldam. Izgūti no pubs.acs.org.
  8. Skābes un bāzes īpašības. (S.F.). Izgūti no sciencegeek.net