7 charakteristik nejdůležitějších základů



Některé z nich vlastnosti základů Nejvýraznější je schopnost vytvářet hydroxylovou skupinu, její pevnost nebo pH vyšší než 7.

Báze jsou chemické látky, které jsou schopny darovat hydroxylový ion (OH)-) ve vodném médiu, nebo schopné vytvářet vazby s ionty hydronia, nebo s jakoukoliv látkou schopnou darovat pár elektronů.

Základny mají často obecný vzorec BOH, kde OH je proton a "B" je obecný termín spojený s částí nehydroxylové báze..

Báze byly definovány a studovány typicky pro jejich schopnost působit proti kyselinám, a proto zůstaly za kyselinami v jejich chemické charakterizaci.

Jeho více rigidní (alkalická) terminologie je odvozena od slova arabského kořene spojeného s “opékaný” kvůli skutečnosti, že první základy byly charakterizovány od mýdla-produkovat substance získané od popel pečení a zpracovaný s vodou a hašeným vápnem. (LESNEY, 2003).

V 1890s, Svante August Arrhenius (1859-1927) konečně definoval základy jako “substance, které dodávají anionty hydroxylu k řešení” \ t.

Navrhl také, že mechanismus, kterým kyseliny a zásady interagují, aby se vzájemně neutralizoval, tvořil vodu a vhodnou sůl (Encyclopædia Britannica, 1998).

Hlavní charakteristiky základů

1. Fyzikální vlastnosti

Báze mají kyselou chuť a s výjimkou amoniaku postrádají zápach. Jeho struktura je kluzká a má schopnost měnit barvu lakmusového papíru na modrou, oranžovou methyl na žlutou a fenolftalein na fialovou (Vlastnosti kyselin a bází, S.F.).

2 - Schopnost generovat hydroxylové skupiny

V roce 1923, dánský chemik Johannes Nicolaus Brønsted a anglický chemik Thomas Martin Lowry, rozšířil Arrhenius teorii tím, že představí teorii Brønsted a Lowry kde to bylo říkal, že nějaká sloučenina, která může přijmout proton nějaké jiné sloučeniny je a. báze (Encyclopædia Britannica, 1998). Například amoniak:

NH3 + H+ → NH4+

Amoniak a aminy jsou považovány za Brønstedovy / Lowryho báze. V roce 1923 americký chemik Gilbert N.

Lewis představí jeho teorii, ve kterém základ je zvažován jako nějaká sloučenina s dostupným párem elektronů (Encyclopædia Britannica, 1998).

Tímto způsobem jsou amoniak a aminy také považovány za Lewisovy báze, protože mají volné elektronové páry a reagují s vodou za vzniku OH-:

 NH3+ H2O → NH4+ + OH-

3- Síla základny

Báze jsou klasifikovány do silných bází a slabých bází. Síla základny je spojena s její rovnovážnou konstantou, proto pro případ bází jsou uvedené konstanty pojmenovány konstanty zásaditosti Kb.

Silné zásady tak mají velkou bazickou konstantu, takže mají tendenci se zcela disociovat. Příklady těchto kyselin jsou zásady, jako je hydroxid sodný nebo draselný, jejichž bazické konstanty jsou tak velké, že nemohou být měřeny ve vodě.

Na druhé straně slabá báze je taková, jejíž disociační konstanta je nízká, takže je v chemické rovnováze.

Jejich příklady jsou amoniak a aminy, jejichž kyselé konstanty jsou řádově 10.-4. Obrázek 1 ukazuje různé konstanty kyselosti pro různé báze.

5- pH vyšší než 7

Stupnice pH měří úroveň alkality nebo kyselosti roztoku. Stupnice se pohybuje od nuly do 14. Hodnota pH nižší než 7 je kyselina.

Hodnota pH vyšší než 7 je bazická. Střední bod 7 představuje neutrální pH. Neutrální roztok není ani kyselý ani zásaditý.

Stupnice pH se získá podle koncentrace H+ a je nepřímo úměrná. Báze snížením koncentrace protonů zvyšují pH roztoku.

4- Schopnost neutralizovat kyseliny

Arrhenius ve své teorii navrhuje, aby kyseliny, které jsou schopny vytvářet protony, reagovaly s hydroxylovými bázemi za vzniku soli a vody následujícím způsobem:

HCI + NaOH → NaCl + H2O.

Tato reakce se nazývá neutralizace a je základem analytické techniky zvané titrace (Bruce Mahan, 1990)..

6- Redukční oxidační kapacita

Vzhledem ke své schopnosti produkovat nabité druhy se báze používají jako prostředek pro přenos elektronů v redox reakcích.

Báze mají také sklon ke korozi, protože mají schopnost darovat volné elektrony.

Báze obsahují OH-ionty. Oni mohou jednat darovat elektrony. Hliník je kov, který reaguje se základy.

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2NaAl (OH)4+3H2

Nekorodují mnoho kovů, protože kovy mají tendenci ztrácet místo přijímání elektronů, ale báze jsou vysoce korozivní vůči organickým látkám, jako jsou ty, které tvoří buněčnou membránu..

Tyto reakce jsou obvykle exotermické, což způsobuje těžké popáleniny při styku s kůží, takže s tímto typem látky je třeba zacházet opatrně. Obrázek 3 je bezpečnostní kód, pokud je látka žíravá.

7. Základní katalýza

Zrychlení chemické reakce přidáním báze je známé jako základní katalýza. Tato báze se při reakci nespotřebovává.

Katalytická reakce může být obecná nebo specifická pro bázi jako je přidání kyanovodíku k aldehydům a ketonům v přítomnosti hydroxidu sodného..

Mechanismus reakcí katalyzovaných kyselinou a bází je vysvětlen v pojmech Brønsted-Lowryho kyselin a bází, ve kterých dochází k počátečnímu přenosu protonů z reaktantu na bazický katalyzátor (Encyclopædia Britannica, 1998)..

Obecně jsou reakce, při kterých se jedná o nukleofil, katalyzovány v zásaditém médiu, buď elektrofilním přidáním nebo substitucí..

Také v eliminačních reakcích, jako je reverzní kondenzace alkoholů (základní specifická katalýza) nebo nukleofilní substituce (obecná katalýza), jak je ukázáno na obrázku 4 (Base Catalysis, 2004).

Odkazy

  1. Základní katalýza. (2004). Zdroj: everyscience.com.
  2. Bruce Mahan, R. M. (1990). Chemie vysokoškolský kurz čtvrté vydání. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A..
  3. Encyclopædia Britannica. (20. července 1998). Kyselinová báze. Získáno z britannica.com.
  4. Encyclopædia Britannica. (21. prosince 1998). Arrheniova teorie. Získáno z britannica.com.
  5. Encyclopædia Britannica. (20. července 1998). Teorie Brønsted-Lowry. Získáno z britannica.com.
  6. Encyclopædia Britannica. (20. července 1998). Lewisova teorie. Získáno z britannica.com.
  7. LESNEY, M. S. (březen 2003). Chroniky chemie Základní historie kyseliny - od Aristotela k Arnoldovi. Zdroj: pubs.acs.org.
  8. Vlastnosti kyselin a bází. (S.F.). Zdroj: sciencegeek.net