7 charakteristík najdôležitejších základov



Niektoré z nich charakteristík báz najvýraznejšia je schopnosť vytvárať hydroxylovú skupinu, jej pevnosť alebo pH väčšie ako 7.

Bázy sú chemické látky, ktoré sú schopné darovať hydroxylový ión (OH)-) vo vodnom médiu alebo schopné tvoriť väzby s iónmi hydrónia alebo s akoukoľvek látkou schopnou darovať pár elektrónov.

Bázy majú často všeobecný vzorec BOH, kde OH je protón a "B" je všeobecný termín spojený s časťou nehydroxylovej bázy..

Bázy boli definované a študované typicky pre ich schopnosť pôsobiť proti kyselinám, a preto zostali za kyselinami v ich chemickej charakterizácii.

Jeho rigidnejšia (alkalická) terminológia je odvodená od slova arabského koreňa spojeného s „opekaným“ vzhľadom na to, že prvé bázy boli charakterizované z mydlových látok získaných z praženia popola a ošetrených vodou a haseným vápnom. (LESNEY, 2003).

Svante August Arrhenius (1859-1927) v 90. rokoch 19. storočia konečne definoval základy ako "látky, ktoré dodávajú do roztoku hydroxylové anióny"..

Navrhol tiež, aby mechanizmus, ktorým kyseliny a zásady interagujú, aby sa navzájom neutralizovali, tvoril vodu a vhodnú soľ (Encyclopædia Britannica, 1998).

Hlavné charakteristiky základov

1. Fyzikálne vlastnosti

Bázy majú kyslú chuť a s výnimkou amoniaku nemajú zápach. Jeho textúra je klzká a má schopnosť meniť farbu lakmusového papiera na modrú, oranžovú metyl na žltú a fenolftaleín na fialovú (Vlastnosti kyselín a báz, S.F.).

2 - Schopnosť generovať hydroxylové skupiny

V roku 1923 dánsky chemik Johannes Nicolaus Brønsted a anglický chemik Thomas Martin Lowry rozšírili teóriu Arrhenius zavedením teórie Brønsted a Lowry, kde sa uvádza, že akákoľvek zlúčenina, ktorá môže akceptovať protón akejkoľvek inej zlúčeniny, je báza (Encyclopædia Britannica, 1998). Napríklad amoniak:

NH3 + H+ → NH4+

Amoniak a amíny sa považujú za Brønstedove / Lowryho zásady. V roku 1923 americký chemik Gilbert N.

Lewis predstavuje svoju teóriu, v ktorej je báza považovaná za akúkoľvek zlúčeninu s dostupným párom elektrónov (Encyclopædia Britannica, 1998).

Týmto spôsobom sa amoniak a amíny tiež považujú za Lewisove bázy, pretože majú voľné páry elektrónov a reagujú s vodou za vzniku OH-:

 NH3+ H2O → NH4+ + OH-

3- Sila základne

Bázy sa delia na silné zásady a slabé zásady. Sila bázy je asociovaná s jej rovnovážnou konštantou, preto v prípade báz sú uvedené konštanty nazvané konštanty bázity Kb.

Silné bázy majú tak veľkú zásaditosť konštantnú, takže majú tendenciu úplne sa disociovať. Príkladmi týchto kyselín sú alkálie, ako je hydroxid sodný alebo draselný, ktorých bázické konštanty sú také veľké, že ich nemožno merať vo vode.

Na druhej strane slabá báza je tá, ktorej disociačná konštanta je nízka, takže je v chemickej rovnováhe.

Príkladmi sú amoniak a amíny, ktorých kyslé konštanty sú rádovo 10.-4. Obrázok 1 ukazuje rôzne kyslé konštanty pre rôzne bázy.

5- pH vyšší ako 7

Stupnica pH meria úroveň alkality alebo kyslosti roztoku. Stupnica sa pohybuje od nuly do 14. Hodnota pH nižšia ako 7 je kyselina.

Hodnota pH vyššia ako 7 je zásaditá. Stredný bod 7 predstavuje neutrálne pH. Neutrálny roztok nie je ani kyselinový ani zásaditý.

Stupnica pH sa získa podľa koncentrácie H+ a je nepriamo úmerná. Bázy znižovaním koncentrácie protónov zvyšujú pH roztoku.

4- Schopnosť neutralizovať kyseliny

Arrhenius vo svojej teórii navrhuje, aby kyseliny, ktoré sú schopné vytvárať protóny, reagovali s hydroxylovými bázami za vzniku soli a vody nasledujúcim spôsobom:

HCl + NaOH → NaCl + H2O.

Táto reakcia sa nazýva neutralizácia a je základom analytickej techniky nazývanej titrácia (Bruce Mahan, 1990)..

6- Redukčná oxidačná kapacita

Vzhľadom na jeho schopnosť produkovať nabité druhy sa ako prostriedok na prenos elektrónov v redoxných reakciách používajú zásady.

Bázy majú tiež sklon k hrdzaveniu, pretože majú schopnosť darovať voľné elektróny.

Bázy obsahujú OH-ióny. Môžu konať, aby darovali elektróny. Hliník je kov, ktorý reaguje so zásadami.

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2NaAl (OH)4+3H2

Nekorodujú veľa kovov, pretože kovy majú tendenciu strácať miesto prijímania elektrónov, ale bázy sú vysoko korozívne voči organickým látkam, ako sú tie, ktoré tvoria bunkovú membránu..

Tieto reakcie sú zvyčajne exotermické, čo spôsobuje ťažké popáleniny pri kontakte s pokožkou, preto sa s týmto typom látky musí zaobchádzať opatrne. Obrázok 3 je bezpečnostný kód, ak je látka žieravá.

7. Základná katalýza

Zrýchlenie chemickej reakcie pridaním bázy je známe ako zásaditá katalýza. Táto báza sa pri reakcii nespotrebuje.

Katalytická reakcia môže byť všeobecná alebo špecifická pre bázu, ako je to pri pridaní kyanovodíka k aldehydom a ketónom v prítomnosti hydroxidu sodného..

Mechanizmus reakcií katalyzovaných kyselinou a bázou je vysvetlený v zmysle koncepcie Brønsted-Lowryho kyselín a zásad ako je báza, v ktorej dochádza k počiatočnému prenosu protónov z reaktantu na bázický katalyzátor (Encyclopædia Britannica, 1998)..

Vo všeobecnosti sú reakcie, pri ktorých sa jedná o nukleofil, katalyzované v bázickom médiu, buď elektrofilnými adíciami alebo substitúciami..

Tiež pri eliminačných reakciách, ako je spätná kondenzácia alkoholov (bázická špecifická katalýza) alebo nukleofilná substitúcia (všeobecná katalýza), ako je znázornené na obrázku 4 (Základná katalýza, 2004).

referencie

  1. Základná katalýza. (2004). Zdroj: everyscience.com.
  2. Bruce Mahan, R. M. (1990). Chémia vysoká škola kurz štvrté vydanie. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A..
  3. Encyclopædia Britannica. (20. júl 1998). Katalýza na báze kyseliny. Získané z britannica.com.
  4. Encyclopædia Britannica. (21. decembra 1998). Arrheniova teória. Získané z britannica.com.
  5. Encyclopædia Britannica. (20. júl 1998). Teória Brønsted-Lowry. Získané z britannica.com.
  6. Encyclopædia Britannica. (20. júl 1998). Lewisova teória. Získané z britannica.com.
  7. LESNEY, M. S. (marec 2003). Chémia chémie Základné dejiny kyseliny - od Aristotela až po Arnolda. Zdroj: pubs.acs.org.
  8. Vlastnosti kyselín a báz. (S.F.). Zdroj: sciencegeek.net