PODSTAWY: CHARAKTERYSTYKA I PRZYKŁADY - CHEMIA - 2025

Do podstawy są te związki chemiczne, które mogą donorem elektronów lub przyjmują protonów. W naturze lub sztucznie istnieją zarówno zasady nieorganiczne, jak i organiczne. Dlatego jego zachowanie można przewidzieć dla wielu cząsteczek jonowych lub ciał stałych.

Jednak tym, co odróżnia bazę od reszty substancji chemicznych, jest jej wyraźna tendencja do oddawania elektronów w porównaniu np. Z gatunkami o niskiej gęstości elektronowej. Jest to możliwe tylko wtedy, gdy znajduje się para elektroniczna. W konsekwencji zasady mają obszary bogate w elektrony, δ-.

Mydła to słabe zasady powstające w wyniku reakcji kwasów tłuszczowych z wodorotlenkiem sodu lub wodorotlenkiem potasu.

Jakie właściwości organoleptyczne pozwalają na identyfikację zasad? Są to na ogół substancje żrące, które w kontakcie fizycznym powodują poważne oparzenia. Jednocześnie mają mydlany dotyk i łatwo rozpuszczają tłuszcze. Ponadto ma gorzki smak.

Gdzie oni są w życiu codziennym? Komercyjnym i rutynowym źródłem podkładów są produkty czyszczące, od detergentów po mydła do rąk. Z tego powodu obraz niektórych bąbelków zawieszonych w powietrzu może pomóc w zapamiętaniu zasad, mimo że za nimi zachodzi wiele zjawisk fizykochemicznych.

Wiele zasad wykazuje zupełnie inne właściwości. Na przykład niektóre mają nieprzyjemny i silny zapach, na przykład aminy organiczne. Z drugiej strony inne, takie jak amoniak, są penetrujące i drażniące. Mogą to być również bezbarwne ciecze lub jonowe białe ciała stałe.

Jednak wszystkie zasady mają jedną wspólną cechę: reagują z kwasami, tworząc rozpuszczalne sole w polarnych rozpuszczalnikach, takich jak woda.

Charakterystyka podstaw

Mydło jest bazą

Poza tym, co już zostało wspomniane, jakie szczególne cechy powinny mieć wszystkie bazy? W jaki sposób mogą przyjmować protony lub przekazywać elektrony? Odpowiedź leży w elektroujemności atomów cząsteczki lub jonu; wśród nich dominuje tlen, zwłaszcza gdy występuje w postaci jonu hydroksylowego OH ^- .

Właściwości fizyczne

Bazy mają kwaśny smak i poza amoniakiem są bezwonne. Jego konsystencja jest śliska i ma zdolność zmiany koloru papieru lakmusowego na niebieski, pomarańczowy metylowo-pomarańczowy na żółty, a fenoloftaleinę na fioletowy.

Siła bazy

Zasady są podzielone na mocne i słabe zasady. Siła zasady jest związana z jej stałą równowagi, stąd w przypadku zasad te stałe nazywane są stałymi zasadowości Kb.

Tak więc, silne zasady mają dużą stałą zasadowości, więc mają tendencję do całkowitej dysocjacji. Przykładami takich kwasów są zasady, takie jak wodorotlenek sodu lub potasu, których stałe zasadowości są tak duże, że nie można ich zmierzyć w wodzie.

Z drugiej strony, słaba zasada to taka, której stała dysocjacji jest niska, więc jest w równowadze chemicznej.

Przykładami są amoniak i aminy, których stałe kwasowe są rzędu ^10-4 . Rysunek 1 przedstawia różne stałe kwasowości dla różnych zasad.

Podstawowe stałe dysocjacji.

pH większe niż 7

Skala pH mierzy zasadowość lub kwasowość roztworu. Skala mieści się w zakresie od zera do 14. pH poniżej 7 jest kwaśne. PH większe niż 7 jest zasadowe. Punkt środkowy 7 reprezentuje neutralne pH. Obojętny roztwór nie jest kwaśny ani zasadowy.

Skala pH jest otrzymywana jako funkcja stężenia H ⁺ w roztworze i jest do tego odwrotnie proporcjonalna. Zasady, zmniejszając stężenie protonów, zwiększają pH roztworu.

Zdolność do neutralizacji kwasów

Arrhenius w swojej teorii proponuje, że kwasy, zdolne do generowania protonów, reagują z hydroksylem zasad, tworząc sól i wodę w następujący sposób:

HCl + NaOH → NaCl + H ₂ O.

Ta reakcja nazywana jest neutralizacją i stanowi podstawę techniki analitycznej zwanej miareczkowaniem.

Zdolność redukcji tlenków

Ze względu na ich zdolność do wytwarzania cząstek naładowanych, zasady są używane jako medium do przenoszenia elektronów w reakcjach redoks.

Zasady mają również tendencję do utleniania, ponieważ mają zdolność oddawania wolnych elektronów.

Zasady zawierają jony OH-. Mogą dawać elektrony. Aluminium to metal, który reaguje z zasadami.

2Al + 2NaOH + 6H ₂ O → 2NaAl (OH) ₄ + 3H ₂

Nie powodują korozji wielu metali, ponieważ metale raczej tracą niż przyjmują elektrony, ale zasady są silnie korodujące dla substancji organicznych, takich jak te, które tworzą błonę komórkową.

Reakcje te są zwykle egzotermiczne, co powoduje poważne oparzenia przy kontakcie ze skórą, dlatego z tego typu substancją należy obchodzić się ostrożnie. Rysunek 3 to wskaźnik bezpieczeństwa, gdy substancja jest korozyjna.

Znakowanie substancji żrących.

Uwalniają OH

Przede wszystkim OH ^- może występować w wielu związkach, głównie w wodorotlenkach metali, ponieważ w towarzystwie metali ma tendencję do „przyjmowania” protonów do postaci wody. Zatem zasadą może być dowolna substancja, która uwalnia ten jon w roztworze poprzez równowagę rozpuszczalności:

M (OH) ₂ <=> M ²⁺ + 2OH ^-

Jeśli wodorotlenek jest bardzo rozpuszczalny, równowaga jest całkowicie przesunięta w prawo od równania chemicznego i mówimy o silnej zasadzie. Z drugiej strony M (OH) ₂ jest słabą zasadą, ponieważ nie uwalnia całkowicie swoich jonów OH ^- do wody. Po wyprodukowaniu OH ^- może zneutralizować każdy kwas, który się wokół niego znajduje:

OH ^- + HA => A ^- + H ₂ O

I tak OH ^- deprotona do kwasu HA, aby przekształcić się w wodę. Czemu? Ponieważ atom tlenu jest bardzo elektroujemny, a także ma nadmierną gęstość elektronową z powodu ładunku ujemnego.

O ma trzy pary wolnych elektronów i może przekazać dowolny z nich częściowo dodatnio naładowanemu atomowi H, δ +. Reakcji sprzyja również duża stabilność energetyczna cząsteczki wody. Innymi słowy: H ₂ O jest dużo bardziej stabilny niż HA i gdy to prawda, nastąpi reakcja neutralizacji.

Zasady koniugatu

A co z OH ^- i A ^- ? Obie są zasadami, z tą różnicą, że A ^- jest sprzężoną zasadą kwasu HA. Ponadto A ^- jest znacznie słabszą bazą niż OH ^- . Stąd wyciąga się następujący wniosek: baza reaguje generując słabszą.

Podstawa _Silne + Kwas _Silne => podstawy _Słaby + kwas _słaby

Jak widać z ogólnego równania chemicznego, to samo dotyczy kwasów.

Sprzężona zasada A ^- może deprotonować cząsteczkę w reakcji znanej jako hydroliza:

A ^- + H ₂ O <=> HA + OH ^-

Jednak w przeciwieństwie do OH ^- , po zneutralizowaniu wodą ustanawia równowagę. Znowu dzieje się tak, ponieważ A ^- jest znacznie słabszą zasadą, ale wystarczającą, aby spowodować zmianę pH roztworu.

Dlatego wszystkie te sole, które zawierają A ^- są znane jako sole zasadowe. Przykładem jest węglan sodu Na ₂ CO ₃ , który po rozpuszczeniu zalkalizuje roztwór w wyniku reakcji hydrolizy:

CO ₃ ^2– + H ₂ O <=> HCO ₃ ^- + OH ^-

Mają atomy azotu lub podstawniki, które przyciągają gęstość elektronów

Zasada to nie tylko jonowe ciała stałe z anionami OH ^- w swojej sieci krystalicznej, ale mogą one również mieć inne atomy elektroujemne, takie jak azot. Te typy zasad należą do chemii organicznej, a do najpowszechniejszych należą aminy.

Co to jest grupa aminowa? R-NH ₂ . Na atomie azotu znajduje się niewspółdzielona para elektronowa, która, podobnie jak OH ^- , może deprotonować cząsteczkę wody:

R - NH ₂ + H ₂ O <=> RNH ₃ ⁺ + OH ^-

Równowaga jest daleko na lewo, ponieważ amina, chociaż zasadowa, jest znacznie słabsza niż OH ^- . Zwróć uwagę, że reakcja jest podobna do tej podanej dla cząsteczki amoniaku:

NH ₃ + H ₂ O <=> NH ₄ ⁺ + OH ^-

Tylko, że aminy nie mogą tworzyć kationu, NH ₄ ⁺ ; chociaż RNH ₃ ⁺ jest kationem amonowym z monopodstawieniem.

Czy może reagować z innymi związkami? Tak, z każdym, kto ma wystarczająco kwaśny wodór, nawet jeśli reakcja nie zachodzi całkowicie. Oznacza to, że tylko bardzo silna amina reaguje bez ustanowienia równowagi. Podobnie, aminy mogą oddawania parę elektronów gatunków innych niż H (np alkilowych -CH ₃ ).

Bazy z aromatycznymi pierścieniami

Aminy mogą również mieć pierścienie aromatyczne. Jeśli para elektronów może zostać „utracona” wewnątrz pierścienia, ponieważ pierścień przyciąga gęstość elektronów, wówczas jego zasadowość zmniejszy się. Czemu? Ponieważ im bardziej ta para jest zlokalizowana w strukturze, tym szybciej będzie reagować z gatunkami ubogimi w elektrony.

Na przykład NH ₃ jest podstawowym, ponieważ jego para elektronów nie ma dokąd pójść. To samo dotyczy amin, zarówno pierwszorzędowych (RNH ₂ ), drugorzędowych (R ₂ NH), jak i trzeciorzędowych (R ₃ N). Są one bardziej zasadowe niż amoniak, ponieważ oprócz tego, co właśnie wyjaśniono, azot przyciąga wyższe gęstości elektronowe podstawników R, zwiększając w ten sposób δ-.

Ale gdy istnieje pierścień aromatyczny, ta para może wejść w rezonans w nim, uniemożliwiając udział w tworzeniu wiązań z H lub innymi gatunkami. Dlatego aminy aromatyczne są zwykle mniej zasadowe, chyba że para elektronów pozostaje związana z azotem (jak w przypadku cząsteczki pirydyny).

Przykłady podstaw

NaOH

Wodorotlenek sodu jest jedną z najczęściej stosowanych zasad na świecie. Jego zastosowania są niezliczone, ale wśród nich możemy wymienić jego zastosowanie do zmydlania niektórych tłuszczów, a tym samym do wytwarzania zasadowych soli kwasów tłuszczowych (mydeł).

CH

Strukturalnie może się wydawać, że aceton nie przyjmuje protonów (lub nie przekazuje elektronów), ale tak jest, mimo że jest to bardzo słaba zasada. Dzieje się tak, ponieważ elektroujemny atom O przyciąga chmury elektronów grup CH ₃ , akcentując obecność jego dwóch par elektronów (: O :).

Wodorotlenki alkaliczne

Oprócz NaOH, wodorotlenki metali alkalicznych są również mocnymi zasadami (z niewielkim wyjątkiem LiOH). Zatem wśród innych baz są następujące:

-KOH: wodorotlenek potasu lub potaż żrący, jest to jedna z najczęściej stosowanych baz w laboratorium lub w przemyśle, ze względu na dużą siłę odtłuszczania.

-RbOH: wodorotlenek rubidu.

-CsOH: wodorotlenek cezu.

-FrOH: wodorotlenek franu, którego zasadowość teoretycznie uważa się za jedną z najsilniejszych, jakie kiedykolwiek znane.

Zasady organiczne

CH ₃ CH ₂ NH ₂ : etyloaminy.

-LiNH ₂ : amidek litu. Wraz z amidem sodu NaNH ₂ są jedną z najsilniejszych zasad organicznych. W nich anion amidowy, NH ₂ ^- jest zasadą, która deprotonuje wodę lub reaguje z kwasami.

-CH ₃ ONa: metanolan sodu. Tutaj zasadą jest anion CH ₃ O ^- , który może reagować z kwasami dając metanol, CH ₃ OH.

- Odczynniki Grignarda: mają atom metalu i halogen, RMX. W tym przypadku rodnik R jest zasadą, ale nie tylko dlatego, że usuwa kwaśny wodór, ale dlatego, że oddaje parę elektronów, które dzieli z atomem metalu. Na przykład: bromek etylomagnezu, CH ₃ CH ₂ MgBr. Są bardzo przydatne w syntezie organicznej.

NaHCO

Soda oczyszczona służy do neutralizacji kwasowości w łagodnych warunkach, na przykład w jamie ustnej, jako dodatek do past do zębów.

Bibliografia

1. Merck KGaA. (2018). Bazy organiczne. Zaczerpnięte z: sigmaaldrich.com
2. Wikipedia. (2018). Zasady (chemia). Zaczerpnięte z: es.wikipedia.org
3. Chemia 1010. Kwasy i zasady: czym one są i gdzie się znajdują. . Zaczerpnięte z: cactus.dixie.edu
4. Kwasy, zasady i skala pH. Zaczerpnięte z: 2.nau.edu
5. Grupa Bodner. Definicje kwasów i zasad oraz rola wody. Zaczerpnięte z: chemed.chem.purdue.edu
6. Chemistry LibreTexts. Podstawy: właściwości i przykłady. Zaczerpnięte z: chem.libretexts.org
7. Shiver & Atkins. (2008). Chemia nieorganiczna. W kwasach i zasadach. (czwarta edycja). Mc Graw Hill.
8. Helmenstine, Todd. (04 sierpnia 2018). Nazwy 10 baz. Odzyskany z: thinkco.com