7 svarbiausių bazių charakteristikos



Kai kurie iš bazių charakteristikos išskirtiniausias yra gebėjimas generuoti hidroksilą, jo stiprumas arba pH didesnis nei 7.

Pagrindai yra cheminės medžiagos, gebančios dovanoti hidroksilo joną (OH)-) vandeninėje terpėje arba gali sudaryti ryšius su hidronio jonais arba bet kuria medžiaga, galinčia paaukoti elektronų porą.

Bazės dažnai turi bendrą BOH formulę, kur OH yra protonas, o "B" yra bendras terminas, susijęs su ne hidroksilo bazės dalimi.

Bazės buvo apibrėžtos ir paprastai tiriamos dėl jų gebėjimo neutralizuoti rūgštis, todėl jų cheminė charakteristika buvo užsikrėtusi už rūgščių..

Jo griežtesnė (šarminė) terminologija yra kilusi iš arabiškos šaknies, susijusios su "skrudintais" žodžiais, nes pirmosios bazės buvo apibūdintos iš muilo gamybos medžiagų, gautų skrudinant pelenus ir apdorojus vandeniu ir gesintomis kalkėmis. (LESNEY, 2003).

1890-aisiais Svante August Arrhenius (1859–1927) pagaliau apibrėžė bazes kaip „medžiagas, kurios tirpalui tiekia hidroksilo anijonus“..

Jis taip pat pasiūlė, kad mechanizmas, kuriuo rūgštys ir bazės sąveikauja tarpusavyje, neutralizuotų vandenį ir tinkamą druską (Encyclopædia Britannica, 1998).

Pagrindinės bazių savybės

1- Fizinės savybės

Pagrindai turi rūgštų skonį ir, išskyrus amoniaką, neturi kvapo. Jo tekstūra yra slidus ir gali pakeisti lakmuso popieriaus spalvą iki mėlynos spalvos, metilo oranžinės spalvos geltonos spalvos ir fenolftaleino - raudonos spalvos (rūgščių ir bazių savybės, S.F.)..

2- Gebėjimas generuoti hidroksilus

1923 m. Danijos chemikas Johannes Nicolaus Brønsted ir anglų chemikas Thomas Martin Lowry išplėtė Arrhenius teoriją, pristatydamas Brønsted ir Lowry teoriją, kurioje buvo nurodyta, kad bet kuris junginys, kuris gali priimti bet kurio kito junginio protoną, yra bazę (Encyclopædia Britannica, 1998). Pavyzdžiui, amoniako:

NH3 + H+ → NH4+

Amoniakas ir aminai laikomi Brønsted / Lowry bazėmis. 1923 m. Amerikos chemikas Gilbert N.

Lewis pristato savo teoriją, kurioje bazė laikoma bet kuriuo junginiu su turima elektronų pora (Encyclopædia Britannica, 1998).

Tokiu būdu amoniakas ir aminai taip pat laikomi Lewis bazėmis, nes jie turi laisvų elektronų porų ir reaguoja su vandeniu, kad gautų OH-:

 NH3+ H2O → NH4+ + OH-

3 - pagrindo stiprumas

Pagrindai skirstomi į stiprią bazę ir silpnas bazes. Bazės stiprumas siejamas su jo pusiausvyros konstanta, taigi bazių atveju minėtos konstantos vadinamos baziškumo konstantomis Kb.

Taigi, stiprios bazės turi didelį baziškumą, todėl jie linkę visiškai atskirti. Šių rūgščių pavyzdžiai yra šarmai, tokie kaip natrio arba kalio hidroksidas, kurio bazės konstantos yra tokios didelės, kad jų negalima matuoti vandenyje..

Kita vertus, silpna bazė yra tokia, kurios disociacijos konstanta yra maža, todėl yra cheminėje pusiausvyroje.

Jų pavyzdžiai yra amoniakas ir aminai, kurių rūgščių konstantos yra maždaug 10.-4. 1 paveiksle parodyti skirtingi rūgštingumo konstantai skirtingoms bazėms.

5- pH didesnis nei 7

PH skalė matuoja tirpalo šarmingumą ar rūgštingumą. Skalė svyruoja nuo nulio iki 14. pH yra mažesnis nei 7 yra rūgštis.

PH yra didesnis nei 7 yra bazinis. Vidurio taškas 7 yra neutralus pH. Neutralus tirpalas nėra nei rūgštis, nei šarminis.

PH skalė gaunama pagal H koncentraciją+ yra atvirkščiai proporcingas jam. Pagrindai, mažinant protonų koncentraciją, padidina tirpalo pH.

4- Gebėjimas neutralizuoti rūgštis

Arrhenius savo teorijoje siūlo, kad rūgštys, galinčios generuoti protonus, reaguotų su bazių hidroksilais, kad sudarytų druską ir vandenį taip:

HCl + NaOH → NaCl + H2O.

Ši reakcija vadinama neutralizacija ir yra analizės metodo, vadinamo titravimu, pagrindas (Bruce Mahan, 1990)..

6- Sumažinimo oksido talpa

Atsižvelgiant į gebėjimą gaminti įkrautas rūšis, bazės yra naudojamos kaip elektronų perdavimo priemonė redokso reakcijose.

Bazės taip pat turi polinkį rūdyti, nes jos turi galimybę dovanoti laisvus elektronus.

Bazėse yra OH-jonų. Jie gali elgtis duodami elektronus. Aliuminis yra metalas, kuris reaguoja su bazėmis.

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2NaAl (OH)4+3H2

Negalima rūdyti daugelio metalų, nes metalai praranda, o ne priimti elektronus, bet bazės yra labai korozinės organinėms medžiagoms, pvz., Toms, kurios sudaro ląstelių membraną.

Šios reakcijos dažniausiai yra egzoterminės, todėl dėl sąlyčio su oda susidaro sunkūs nudegimai, todėl šio tipo medžiaga turi būti tvarkoma atsargiai. 3 paveikslas yra saugos kodas, kai medžiaga yra ėsdinanti.

7- Pagrindinė katalizė

Cheminės reakcijos pagreitis, pridedant bazės, yra žinomas kaip bazinė katalizė. Ši bazė reakcijoje nevartojama.

Katalitinė reakcija gali būti bendra arba specifiška bazei, kaip pridėjus vandenilio cianido aldehidams ir ketonams, esant natrio hidroksidui..

Reakcijos, katalizuotos rūgšties ir bazės, mechanizmas paaiškinamas Brønsted-Lowry rūgščių ir bazių sąvokomis, kaip pirminis protonų perkėlimas iš reagento į bazinį katalizatorių (Encyclopædia Britannica, 1998).

Apskritai, reakcijos, kuriose dalyvauja nukleofilas, yra katalizuojamos bazinėje terpėje, arba elektrofiliniuose papildymuose, arba pakeitimuose..

Taip pat ir šalinimo reakcijose, tokiose kaip alkoholio atvirkštinis kondensavimas (bazinė specifinė katalizė) arba nukleofilinis pakaitalas (bendroji katalizė), kaip parodyta 4 paveiksle (bazinė katalizė, 2004)..

Nuorodos

  1. Bazinė katalizė. (2004). Gauta iš everyscience.com.
  2. Bruce Mahan, R. M. (1990). Chemijos kolegijos kursas ketvirtasis leidimas. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A..
  3. Encyclopædia Britannica. (1998 m. Liepos 20 d.). Rūgšties ir bazės katalizė. Gauta iš britannica.com.
  4. Encyclopædia Britannica. (1998 m. Gruodžio 21 d.). Arrheniaus teorija. Gauta iš britannica.com.
  5. Encyclopædia Britannica. (1998 m. Liepos 20 d.). Brønsted-Lowry teorija. Gauta iš britannica.com.
  6. Encyclopædia Britannica. (1998 m. Liepos 20 d.). Lewio teorija. Gauta iš britannica.com.
  7. LESNEY, M. S. (2003 m. Kovo mėn.). Chemijos kronikos Pagrindinė rūgščių istorija - nuo Aristotelio iki Arnoldo. Gauta iš pubs.acs.org.
  8. Rūgščių ir bazių savybės. (S.F.). Gauta iš sciencegeek.net