Τα 7 Χαρακτηριστικά των Σημαντικότερων Βάσεων



Μερικά από τα χαρακτηριστικά των βάσεων οι πιο σημαντικές είναι η ικανότητα παραγωγής υδροξυλίου, η αντοχή ή το ρΗ του είναι μεγαλύτερες από 7.

Οι βάσεις είναι χημικές ουσίες με την ικανότητα να δώσουν ένα ιόν υδροξυλίου (ΟΗ-) σε ένα υδατικό μέσο ή ικανό να σχηματίζει δεσμούς με ιόντα υδρογόνου ή οποιαδήποτε ουσία ικανή να δώσει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων.

Οι βάσεις έχουν συχνά τον γενικό τύπο ΒΟΗ όπου το ΟΗ είναι το πρωτόνιο και το "Β" είναι ο γενικός όρος που συνδέεται με το τμήμα της μη υδροξυλικής βάσης.

Οι βάσεις ορίστηκαν και μελετήθηκαν τυπικά για την ικανότητά τους να εξουδετερώνουν τα οξέα και επομένως παρέμειναν πίσω από τα οξέα στον χημικό χαρακτηρισμό τους.

άκαμπτο ορολογία του (αλκαλικό) προέρχεται από ένα αραβικό ρίζα λέξη που σχετίζεται με «φρυγανισμένο» οφείλεται στο γεγονός ότι οι πρώτες βάσεις χαρακτηρίστηκαν από ουσίες καθιστώντας σαπουνιού που λαμβάνεται από το ψήσιμο τέφρα και κατεργασία με νερό και σβησμένο ασβέστη (LESNEY, 2003).

Στη δεκαετία του 1890, ο Svante August Arrhenius (1859-1927) ορισμούσε τελικά τις βάσεις ως "ουσίες που παρέχουν υδροξυλ ανιόντα στη λύση".

Επίσης προτείνεται ότι ο μηχανισμός με τον οποίο τα οξέα και βάσεις αλληλεπιδρούν για να εξουδετερώσει το ένα το άλλο και σχηματίζουν νερό ήταν το κατάλληλο άλας (Εγκυκλοπαίδεια Britannica, 1998).

Κύρια χαρακτηριστικά των βάσεων

1- Φυσικές ιδιότητες

Οι βάσεις έχουν ξινή γεύση και, με εξαίρεση την αμμωνία, στερούνται οσμής. υφή του είναι λείο και έχει τη δυνατότητα να αλλάξετε το χρώμα του ηλιοτροπίου μπλε χαρτί, πορτοκαλί του μεθυλίου σε κίτρινο και μοβ φαινολοφθαλεΐνης (Ιδιότητες οξέων και βάσεων, S.F.).

2- Χωρητικότητα για την παραγωγή υδροξυλίων

Το 1923, ο Δανός χημικός Johannes Nicolaus Br? Nsted και το αγγλικό χημικός Thomas Martin Lowry, διεύρυνε τη θεωρία Arrhenius με την εισαγωγή της θεωρίας των Br? Nsted και Lowry, που δήλωσε ότι κάθε ένωση που μπορεί να δεχτεί ένα πρωτόνιο από κάθε άλλη ένωση είναι βάση (Encyclopædia Britannica, 1998). Για παράδειγμα, αμμωνία:

NH3 + H+ → ΝΗ4+

Η αμμωνία και οι αμίνες θεωρούνται βάσεις Brønsted / Lowry. Το 1923 ο Αμερικανός χημικός Gilbert N.

Ο Lewis εισάγει τη θεωρία του, στην οποία μια βάση θεωρείται ως οποιαδήποτε ένωση με ένα διαθέσιμο ζεύγος ηλεκτρονίων (Encyclopædia Britannica, 1998).

Με τον τρόπο αυτό, η αμμωνία και οι αμίνες θεωρούνται επίσης ως βάσεις Lewis δεδομένου ότι έχουν ελεύθερα ζεύγη ηλεκτρονίων και αντιδρούν με νερό για να παράγουν ΟΗ-:

 NH3+ H2O → NH4+ + OH-

3- Αντοχή μιας βάσης

Οι βάσεις κατατάσσονται σε ισχυρές βάσεις και ασθενείς βάσεις. Η ισχύς μιας βάσης συνδέεται με τη σταθερά ισορροπίας της, επομένως για την περίπτωση των βάσεων, οι εν λόγω σταθερές ονομάζονται σταθερές βασικότητας Kb.

Έτσι, οι ισχυρές βάσεις έχουν μια μεγάλη σταθερά βασικότητας, έτσι ώστε να τείνουν να διαχωρίζονται πλήρως. Παραδείγματα αυτών των οξέων είναι αλκάλια όπως το υδροξείδιο του νατρίου ή του καλίου, των οποίων οι σταθερές βασικότητας είναι τόσο μεγάλες ώστε δεν μπορούν να μετρηθούν σε νερό.

Από την άλλη πλευρά, μια ασθενής βάση είναι εκείνη της οποίας η σταθερά διάστασης είναι χαμηλή, ώστε να βρίσκεται σε χημική ισορροπία.

Παραδείγματα αυτών είναι η αμμωνία και οι αμίνες των οποίων οι σταθερές οξέος είναι της τάξεως των 10.-4. Το σχήμα 1 δείχνει τις διαφορετικές σταθερές οξύτητας για διαφορετικές βάσεις.

5- pH μεγαλύτερο από 7

Η κλίμακα pH μετρά το επίπεδο αλκαλικότητας ή οξύτητας ενός διαλύματος. Η κλίμακα κυμαίνεται από το μηδέν έως το 14. Ένα pH μικρότερο από 7 είναι οξύ.

Ένα pH μεγαλύτερο από 7 είναι βασικό. Το μεσαίο σημείο 7 αντιπροσωπεύει ένα ουδέτερο ρΗ. Ένα ουδέτερο διάλυμα δεν είναι ούτε οξύ ούτε αλκαλικό.

Η κλίμακα του ρΗ λαμβάνεται σύμφωνα με τη συγκέντρωση Η+ στη λύση και είναι αντιστρόφως ανάλογη προς αυτήν. Οι βάσεις, μειώνοντας τη συγκέντρωση των πρωτονίων, αυξάνουν το ρΗ ενός διαλύματος.

4. Δυνατότητα εξουδετέρωσης των οξέων

Ο Arrhenius, στη θεωρία του, προτείνει τα οξέα, που μπορούν να παράγουν πρωτόνια, να αντιδρούν με τα υδροξύλια των βάσεων για να σχηματίσουν άλας και νερό με τον ακόλουθο τρόπο:

HCl + NaOH → NaCl + Η2Ο.

Αυτή η αντίδραση ονομάζεται εξουδετέρωση και είναι η βάση της αναλυτικής τεχνικής που ονομάζεται τιτλοποίηση (Bruce Mahan, 1990).

6- Μείωση του οξειδίου

Δεδομένης της ικανότητάς της να παράγει φορτισμένα είδη, οι βάσεις χρησιμοποιούνται ως μέσο μεταφοράς ηλεκτρονίων σε αντιδράσεις οξειδοαναγωγής.

Οι βάσεις έχουν επίσης την τάση να σκουριάζουν καθώς έχουν την ικανότητα να δώσουν ελεύθερα ηλεκτρόνια.

Οι βάσεις περιέχουν ιόντα ΟΗ. Μπορούν να δράσουν για να δώσουν ηλεκτρόνια. Το αλουμίνιο είναι ένα μέταλλο που αντιδρά με βάσεις.

2Al + 2NaOH + 6Η2O → 2NaAl (OH)4+3Η2

Μην διαβρώνετε πολλά μέταλλα, επειδή τα μέταλλα τείνουν να χάνουν αντί να δέχονται ηλεκτρόνια, αλλά οι βάσεις είναι ιδιαίτερα διαβρωτικές για οργανικές ουσίες όπως αυτές που συνθέτουν την κυτταρική μεμβράνη.

Αυτές οι αντιδράσεις είναι συνήθως εξώθερμες, που προκαλούν σοβαρά εγκαύματα σε επαφή με το δέρμα, γι 'αυτό πρέπει να χειρίζεται με προσοχή αυτό το είδος ουσίας. Το σχήμα 3 είναι ο κωδικός ασφαλείας όταν μια ουσία είναι διαβρωτική.

7- Βασική κατάλυση

Η επιτάχυνση μιας χημικής αντίδρασης με την προσθήκη βάσης είναι γνωστή ως βασική κατάλυση. Αυτή η βάση δεν καταναλώνεται στην αντίδραση.

Η καταλυτική αντίδραση μπορεί να είναι γενική ή ειδική για τη βάση όπως στην προσθήκη υδροκυανιούχου σε αλδεϋδες και κετόνες παρουσία υδροξειδίου του νατρίου.

Ο μηχανισμός των αντιδράσεων που καταλύονται από οξύ και βάση εξηγηθεί με όρους της έννοιας των οξέων και βάσεων Bronsted-Lowry, όπως ένα στο οποίο υπάρχει μια αρχική μεταφορά πρωτονίου του αντιδραστηρίου προς βασικού καταλύτη (Εγκυκλοπαίδεια Britannica, 1998).

Γενικά, οι αντιδράσεις όπου εμπλέκεται ένα νουκλεόφιλο καταλύονται σε ένα βασικό μέσο, ​​είτε σε ηλεκτρόφιλες προσθήκες είτε σε υποκαταστάσεις..

Επίσης στις αντιδράσεις εξάλειψης ως αντίστροφη συμπύκνωση των αλκοολών (ειδική βασική κατάλυση) ή πυρηνόφιλη υποκατάσταση (γενική κατάλυση) όπως φαίνεται στο Σχήμα 4 (βασική κατάλυση, 2004).

Αναφορές

  1. Βάση κατάλυσης. (2004). Ανακτήθηκε από το everyscience.com.
  2. Bruce Mahan, R. Μ. (1990). Χορηγία στο κολέγιο χημείας τέταρτη έκδοση. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A..
  3. Encyclopædia Britannica. (20 Ιουλίου 1998). Καταλυτική βάση βάσης οξέος. Ανακτήθηκε από britannica.com.
  4. Encyclopædia Britannica. (21 Δεκεμβρίου 1998). Η θεωρία του Arrhenius. Ανακτήθηκε από britannica.com.
  5. Encyclopædia Britannica. (20 Ιουλίου 1998). Brønsted-Lowry θεωρία. Ανακτήθηκε από britannica.com.
  6. Encyclopædia Britannica. (20 Ιουλίου 1998). Η θεωρία του Λιούις. Ανακτήθηκε από britannica.com.
  7. LESNEY, Μ. S. (Μάρτιος 2003). Χημικά Χρονικά Μια βασική ιστορία του οξέος - Από τον Αριστοτέλη στον Άρνολντ. Ανακτήθηκε από το pubs.acs.org.
  8. Ιδιότητες των οξέων και των βάσεων. (S.F.). Ανακτήθηκε από το sciencegeek.net